¿De qué están hechos los átomos?.

Presentación del tema: "¿De qué están hechos los átomos?."— Transcripción de la presentación:

1 ¿De qué están hechos los átomos?

2 Componentes del Átomo: electrones
J. J. Thompson (1897): los rayos catódicos están formados por partículas negativas denominadas electrones. Electrón negativo Carga positiva distribuida por la esfera El modelo atómico de Thompson

3 Componentes del Átomo: núcleo y protones
Partículas dispersas La mayoría de las partículas no se desvían Lámina fina de oro Haz de Partículas Pantalla circular fluorescente (ZnS) Fuente de partículas alfa

4 Componentes del Átomo: núcleo y protones (Rutherford)
La mayoría de la masa del átomo y toda su carga positiva se concentra en un a región muy pequeña pero muy densa, denominada núcleo. El núcleo es el origen de que unas pocas partículas alfa “reboten”. La gran mayoría del volumen total del átomo es una espacio vacío en el que los electrones se mueven alrededor del núcleo. Ello explica que la gran mayoría de las partículas alfa pasen a través de la lámina. Partículas a incidentes Núcleo Átomos de la lámina de oro

5 Componentes del Átomo: núcleo y neutrones
En 1932 James Chadwick descubrió los neutrones que son partículas subatómicas que se encuentran en el núcleo y no tienen carga. Bombardeó una muestra de Be con partículas alfa (núcleos de helio), que hacen que el berilio emita una radiación. Al estudiar esta radiación, que antes había sido confundida con rayos gama, se dio cuenta que no era afectada por un campo magnético. Como todas las partículas con carga al moverse, generan un campo magnético, estas partículas debían ser neutras, y no eran fotones porque no presentaban el efecto fotoeléctrico. Su descubrimiento apoyo el modelo atómico propuesto por Rutherford James Chadwick

6 ¿Cómo son los átomos?

7 Luz, fotones y espectro electromagnético Las partículas subatómicas
La naturaleza de los átomos Luz, fotones y espectro electromagnético Las partículas subatómicas El modelo de Bohr. El modelo mecanocuántico. El átomo de hidrógeno. Configuraciones electrónicas de los átomos. El llenado de los subniveles y la tabla periódica Configuración electrónica de los iones monoatómicos.

8 La luz como una onda La luz viaja por el espacio en forma de onda, definida por: Longitud de onda (l) Frecuencia (n) l Amplitud (y) Baja frecuencia Alta frecuencia

9 (corriente eléctrica)
La luz como un haz de fotones (naturaleza corpuscular) Electrones emitidos (corriente eléctrica) Einstein demostró mediante el efecto fotoeléctrico que la luz está formada por un haz de partículas denominadas fotones. Energía radiante (fotones) Superficie Efecto fotoeléctrico Los electrones sólo se arrancan cuando la luz incidente supera un cierto valor de la energía. El número de electrones arrancados es proporcional a la intensidad de la luz.

10 Fuente Rendija Prisma Pantalla En el siglo XVII Newton demostró que la luz natural (blanca) puede descomponerse en sus diferentes colores, originando un espectro continuo, donde aparecen todas las longitudes de onda entre 400 y 700 nm (aproximadamente).

11 El espectro electromagnético
La luz es radiación electromagnética. La radiación electromagnética puede tener longitudes de onda muy cortas o muy largas. El espectro visible es sólo una pequeña parte del espectro electromagnético, que contiene todas las radiaciones existentes en el Universo. l n

12 Conclusiones de los espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del sodio (región del visible) Espectro atómico de absorción del sodio (región del visible) Estas líneas se describieron como Intensas (sharp) Principales (principal) Difusas (difuse) o Fundamentales (fundamental) Los espectros de los elementos no son continuos, sino que están formados por líneas a longitudes de onda determinadas .

13 Puesto que el espectro de emisión y el de absorción coinciden y no dependen del compuesto estudiado, sino del elemento, parece claro que los espectros atómicos están relacionados con los átomos, que deben tener una estructura interna que de cuenta de ambos tipos de espectros.

14 ¿Cómo se relacionan los espectros con la estructura de los átomos?
Espectros atómicos Espectro atómico de emisión del hidrógeno (región del visible) Las líneas aparecen cuando un electrón absorbe esa energía para desplazarse de un nivel de energía a otro distinto. Ello significa que sólo algunos niveles de energía están permitidos, es decir, que los niveles están cuantizados (limitados a determinados valores). Se demostró que estas líneas podían predecirse mediante ecuaciones con series matemáticas empíricas como: ¿Cómo se relacionan los espectros con la estructura de los átomos?

15 La respuesta de Bohr Niels Bohr e-, me p+, mp r v
En el átomo de hidrógeno el electrón gira en una órbita circular alrededor del núcleo. Esta es una órbita estable en la que el electrón no emite energía. Orbita estable es aquella en la que el movimiento circular del electrón está cuantizado: mvr = nh/2p donde n = 1, 2, 3… etc El valor del radio viene determinado por: es la cte de Rydberg RH Y el de la energía de la órbita por:

16 El modelo de Bohr Mediante este modelo tan simple, Bohr obtuvo una ecuación para la energía del electrón del hidrógeno prácticamente idéntico al obtenido empíricamente con las series matemáticas, por lo que puede escribirse: n es el número cuántico principal, que toma valores 1,2,3,4,... El estado de energía más estable es el que corresponde a n = 1, que se denomina estado fundamental. Cuando el electrón pasa a un estado con n = 2 o superior (lo que consigue al absorber energía), entonces se dice que está en un estado excitado. Entonces ese electrón puede volver a su estado fundamental, emitiendo un fotón.

17 El modelo de Bohr e hn e hn
Permite predecir los valores de energía observados en los espectros: e hn Excitación n E Serie de Paschen Serie de Balmer Serie de Lyman e hn Relajación

18 Del modelo de Bohr a la mecánica ondulatoria
El modelo de Bohr permite predecir las líneas del espectro de hidrógeno con un 0.1 % de error. Sin embargo, al aplicarse al helio, este error aumenta hasta el 5%. Para elementos con más electrones no proporciona resultados que coincidan con los experimentales. El modelo de Bohr sólo es correcto para el átomo de hidrógeno u otros sistemas hidrogenoides, esto es, que sólo contengan un electrón. La explicación de la estructura del átomo no podía ser explicada en función de un simple giro de los electrones alrededor del núcleo en una órbita definida. En la década de 1920 algunos científicos comenzaron a especular sobre una teoría construida desde un nuevo enfoque: el comportamiento dual del electrón como partícula y a la vez como onda.

19 Dualidad onda-materia
La luz tiene propiedades de materia y de energía De Broglie (1924) propone que todos los objetos en movimiento tiene propiedades de onda. Para la luz: E = hn = hc / l (Planck) Para partículas: E = mc2 (Einstein) L. de Broglie ( ) Luego para la luz mc = h/l y para las partículas m v = h/l

20 La función de onda Entonces, un físico de nombre Schrödinger aplicó la idea de que un electrón podía considerarse como una onda para describir su comportamiento en el átomo. Propuso una ecuación que proporcionaría la función de onda Y que describiría dicho comportamiento. Cada función de onda describe un estado energético permitido para los electrones en un átomo. Así, la cuantización propuesta por Bohr surge ahora durante el tratamiento matemático de la mecánica cuántica. La ecuación de onda de Schrödinger para el único electrón del átomo de hidrógeno es la siguiente: E. Schrodinger

21 Números cuánticos La ecuación de Schrödinger puede solucionarse de forma exacta para el átomo de hidrógeno. Al hacerlo se obtienen una serie de funciones de onda. Cada una de esta soluciones depende de un conjunto de tres números que se denominan números cuánticos, ya que la energía para un electrón tiene un valor definido y por lo tanto está cuantizada Un orbital atómico queda definido por los tres valores de estos números cuánticos, que se representan como n, l y ml.

22 Números cuánticos Las soluciones a esta ecuación diferencial son funciones de onda (Y) que dependen de los ángulos (q,f) y de la distancia de cada electrón al núcleo (ao , radio de Bohr), como las siguientes: Parte radial: Rnl(r) = f(r)(Z/a0)3/2 e-r/2 Parte angular: Ql,ml (q) Fml(f) = (1/4p)1/2 Y(q,f) n l f(r) 1 2 (1 / 22)(2-r) (1 / 26)r 3 (1 / 93)(6-6r+r2) (1 / 96)(4-r)r (1 / 930)r2 l ml Y(q,f) 1 31/2 cosq 1 (3/2)1/2 senq eif 2 (5/4)1/2 (3cos2q - 1) (15/4)1/2 cosq senq eif ao = 0.523; r = 2Zr/na0

23 Números cuánticos El primer número cuántico, o número cuántico principal, n, designa el nivel de energía principal. Este número toma valores enteros naturales a partir de la unidad. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía del electrón y se localizará a mayor distancia del núcleo. n = 1, 2, 3, 4, ...

24 Números cuánticos El número cuántico secundario, l, indica el número de subniveles de energía que existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos. Este número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en cada nivel n hay l subniveles. n = 1 l = 0 n = 2 l = 0, 1 n = 3 l = 0, 1, 2 n = 4 l = 0, 1, 2, 3 Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar los subniveles: valor de l Subnivel s p d f sharp principal difuse fundamental

25 Números cuánticos n 1 2 3 4 l 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo depende de n. Para los átomos con más de un electrón, la energía depende tanto de n como de l. n 1 2 3 4 l subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

26 Números cuánticos Dentro de cada subnivel definido por n y l aparecen distintos orbitales, que se diferencian en el valor del tercer número cuántico ml. Este número informa sobre la orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los valores de ml van desde –l hasta + l de unidad en unidad: ml = -l ..., 0,..., +l Para un subnivel l dado, existen 2 l +1 subniveles: n 1 2 3 4 l ml +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 +3,+2,+1,0,-1,-2,-3 1s 2s 2p (3) 3s 3p (3) 3d (5) 4s 4p (3) 4d (5) 4f (7)

27 Capacidad y energía de los niveles
1 2 3 4 l ml +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 +3,+2,+1,0,-1,-2,-3 ms 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

28 Configuraciones electrónicas.
La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel. Orden de llenado por energía Energía

29 Principio de construcción.
Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las siguientes reglas: Principio de energía mínima. Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor energía de los mismos. Principio de exclusión de Pauli. Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital. Principio de máxima multiplicidad de Hund. Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible.

30 Configuraciones electrónicas
Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica Li s2 2s1 Be s2 2s2 B s2 2s2 2p1 C s2 2s2 2p2 N s2 2s2 2p3 Ne s2 2s2 2p6 Na s2 2s2 2p6 3s1 electrón de valencia

31 Electrones de valencia. Configuración electrónica
Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en el último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse con otros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden colocar como puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis) Nos sirven para explicar el enlace covalente

32 las configuraciones electrónicas
¿Cómo se relacionan las configuraciones electrónicas con la tabla periódica?

33 La Tabla Periódica Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético.

34 Configuración electrónica de los elementos
ns2np6 Configuración electrónica de los elementos en su estado natural ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2 d10 d1 d5 4f 5f

35 Configuraciones electrónicas de los iones
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2p6) son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal configuración. n s2p6 Cuando un átomo se ioniza, gana o pierde electrones en el orbital de mayor energía para alcanzar una configuración de gas noble. El sodio tiene que perder un electrón o ganar siete electrones para conseguir tal configuración. Por ello, el ión Na+ es el estado de oxidación más frecuente (y único) de este metal. gana 7 e pierde 1 e

36 Configuraciones electrónicas de los iones
gana 1 e pierde 7 e En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.

37 Periodicidad y Ley Periódica
Para entender la periodicidad y la ley periódica se deben de revisar algunas propiedades

38 Propiedades Periódicas
Son propiedades mensurables para los elementos Son propiedades que, al analizar sus valores en función del número atómico, tienen un comportamiento que se repite periódicamente

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41 Ley periódica: “Las propiedades de los elementos varían en función de sus números atómicos”

42 Propiedades Periódicas relacionadas con Reactividad
Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, son de importancia para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o estructural determinado. - Radio atómico y radio iónico. - Energía de ionización. - Afinidad electrónica. - Electronegatividad.

43 Relaciones periódicas entre los elementos
Las propiedades de los elementos están relacionadas con su configuración electrónica y con su posición en la tabla periódica

44 Elementos del Grupo 1A (ns1, n  2)
M M+1 + 1e- 2M(s) + 2H2O(l) MOH(aq) + H2(g) 4M(s) + O2(g) M2O(s) Incremento de la reactividad

45 Elementos del Grupo 1A (ns1, n  2)

46 Elementos del Grupo 2A (ns2, n  2)
M M+2 + 2e- Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción en frío Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(ac) + H2(g) M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr, or Ba Incremento de la reactividad

47 Elementos del Grupo 2A (ns2, n  2)

48 Elementos del Grupo 3A (ns2np1, n  2)
4Al(s) + 3O2(g) Al2O3(s) 2Al(s) + 6H+(ac) Al3+(ac) + 3H2(g)

49 Elementos del Grupo 3A (ns2np1, n  2)

50 Elementos del Grupo 4A (ns2np2, n  2)
Sn(s) + 2H+(ac) Sn2+(ac) + H2 (g) Pb(s) + 2H+(ac) Pb2+(ac) + H2 (g)

51 Elementos del Grupo 4A (ns2np2, n  2)

52 Elementos del Grupo 5A (ns2np3, n  2)
N2O5(s) + H2O(l) HNO3(ac) P4O10(s) + 6H2O(l) H3PO4(ac)

53 Elementos del Grupo 5A (ns2np3, n  2)

54 Elementos del Grupo 6A (ns2np4, n  2)
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

55 Elementos del Grupo 6A (ns2np4, n  2)

56 Elementos del Grupo 7A (ns2np5, n  2)
X + 1e X-1 X2(g) + H2(g) HX(g) Incremento de la reactividad

57 Elementos del Grupo 7A (ns2np5, n  2)

58 Elementos del Grupo 8A (ns2np6, n  2)
Niveles ns y subniveles np completamente llenos. Energías de ionización más altas que las de todos los elementos. No tienden a aceptar ni a donar electrones, por lo que difícilmente reaccionan y por eso se les conoce como gases nobles

59 Propiedades de los óxidos
básicos ácidos

60 Radio atómico Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O2-, con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones.

61 Radio atómico Variación del radio atómico en relación al número atómico. Aumenta el radio atómico Radio (Å)

62 Radios atómicos y radios iónicos
Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos. Además suele observarse que rcatión < rátomo Y ranión > rátomo

63 A(g)  A+(g) + e-(g) DH = I1
Energía de ionización La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa: A(g)  A+(g) + e-(g) DH = I1 Energía de ionización (kJ/mol) Aumenta E. Ionización Aumenta E. Ionización

64 A(g) + e-(g)  A-(g) DHge
Afinidad electrónica Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado gaseoso: A(g) + e-(g)  A-(g) DHge La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge: AE = - DHge Valores de DHge

65 Electronegatividad La electronegatividad (c) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos).

66 Electronegatividad Disminuye la electronegatividad