ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA Los átomos están constituidos por tres tipos de partículas: protones, neutrones y electrones Protones + neutrones ⇒NUCLEONES (Núcleo: se acumula fundamentalmente la masa del átomo) Electrones ⇒ corteza

1. DEFINICIONES - Número atómico (Z): p+ (= e- para átomos neutros) - Número másico (A): número de nucleones, es decir, partículas del núcleo. - IONES: - ISÓTOPOS: átomos de un mismo elemento químico con el mismo número de protones y diferente número másico. - MASA ATÓMICA: media ponderada de las masas isotópicas A= Z + n

2. MODELOS ATÓMICOS

RADIACIÓN DEL CUERPO NEGRO 3. TEORÍA CUÁNTICA: RADIACIÓN DEL CUERPO NEGRO Un cuerpo a alta temperatura emite una radiación electromagnética Max Planck: La energía no puede ser absorbida ni emitida en forma continua (física clásica), sino en cantidades discretas llamadas cuanto. La energía está cuantizada. E= h. f Relación entre la frecuencia y longitud de onda: c = f. λ

3. TEORÍA CUÁNTICA: EFECTO FOTOELÉCTRICO Cuando una luz incide sobre ciertas superficies metálicas, estas emiten electrones.

3. TEORÍA CUÁNTICA: ESPECTROS ATÓMICOS Cada elemento químico tiene su propio espectro de emisión y absorción. Son discontinuos. Cada línea del espectro corresponde a una longitud de onda determinada.

4. MODELO ATÓMICO DE BORH Bohr aplicó las ideas de Planck al modelo planetario de Rutherford proponiendo tres postulados: Primer postulado El electrón puede girar en un cierto número de órbitas circulares o “estados estacionarios” alrededor del núcleo sin emitir energía Segundo postulado Las órbitas permitidas son en las que el momento angular del electrón sea múltiplo entero de h/2 L (m.v.r) = n.h/2 Tercer postulado Cuando un electrón salta de una órbita a otra, absorbe o emite energía en forma de radiación e.m. en forma de cuantos, de valor: E= h. f

4. MODELO ATÓMICO DE BORH Las órbitas del modelo atómico de Bohr están caracterizadas por el valor de n, número cuántico principal, que cuantifica el valor del radio y el valor de la energía de las órbitas permitidas Cuando un electrón salta de una órbita a otra, variará su energía: Si Ef > Ei, átomo absorbe energía E + Si Ef < Ei, átomo emite energía E - Así explicó Bohr que los espectros de emisión de los átomos sean discontinuos, pues sólo se pueden emitir valores de E que sean iguales a la diferencia de energía que hay entre distintas órbitas

MODELO ATÓMICO DE BORH-SOMMERFELD Arnold Sommerfeld amplio el modelo de Bohr, indicando que no sólo podría haber órbitas circulares, sino también elípticas, para cuya definición hace falta introducir un segundo número cuántico, l, o número cuántico secundario. En presencia de campos magnéticos/eléctricos son posibles ciertas orientaciones en el espacio, por lo que se introduce un tercer número cuántico, ml, o número cuántico magnético, que indica estas orientaciones. Además, dentro de cada órbita el electrón podía tener un giro sobre sí mismo en dos sentidos, por lo que se introdujo un nuevo número cuántico s, onúmero cuántico de espín, con valores de +1/2 ó –1/2, para indica su sentido de giro Espectro discontinuo del H

MODELO ATÓMICO DE BORH-SOMMERFELD Así pues, según este modelo atómico se puede definir al electrón mediante un conjunto de cuatro números cuánticos: (n, l, m, s) A pesar de todo, este modelo sólo es adecuado para interpretar las propiedades del átomo de hidrógeno y de los llamados hidrogenoides (núcleos rodeados de un solo electrón, como el He+) Estos fallos se corrigieron mediante la aplicación del modelo mecano cuántico del electrón. Las ideas cuánticas de Planck, la dualidad onda-corpúsculo de De Broglie y el principio de incertidumbre de Heisemberg constituyen la base de la mecánica cuántica

Dualidad partícula-onda Principio de incertidumbre 5. MECÁNICA CUÁNTICA Dualidad partícula-onda (De Broglie) Cualquier partícula de masa m y velocidad v debe considerarse asociada a una onda cuya longitud de onda λ viene dada por la expresión: Principio de incertidumbre (Heisemberg) No es posible determinar simultáneamente y con exactitud el momento lineal (p=m.v) y la posición de una partícula en movimiento.

5. MECÁNICA CUÁNTICA: MODELO ONDULATORIO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO Al no poder definirse la posición exacta del electrón en el átomo, surge el concepto de orbital. Para explicar este concepto, supongamos que se pueden tomar fotografías de un electrón alrededor del núcleo. Al cabo de un tiempo y de tomar un número muy grande de fotografías en cada una de las cuales aparecerá el electrón como un punto, al superponer todas ellas se tendrá una imagen como la de la figura Esta nube representa la probabilidad de encontrar al electrón en esta zona y se le define como orbital ORBITAL ATÓMICO es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada.

ORBITAL Y NÚMEROS CUÁNTICOS Los números cuánticos describen un orbital determinado y al electrón (o electrones) que los ocupa. El número cuántico principal (n) sólo puede tener valores enteros y positivos (n = 1, 2, 3, 4....) y determina el tamaño y energía del orbital. (n=1; nivel de menor energía) El número cuántico secundario (l), cuyos valores pueden ser l = 0, 1, 2,..., (n-1), determina la forma del orbital El número cuántico magnético (ml) puede tomar los valores ml = -l, -(l-1), -(l-2)...0...(l-2), (l-1), l, y determina la orientación del orbital l=0 → orbital s l=1 → orbital p l=2 → orbital d l=3 → orbital f El número cuántico de espín (ms) sólo puede tener los valores +1/2 y –1/2 y determina el giro del electrón sobre sí mismo

ORBITAL Y NÚMEROS CUÁNTICOS Los orbitales adquieren formas distintas: l = 0 → orbital s ( _ ) l = 1 → orbital p ( _ _ _ ) l = 2 → orbital d ( _ _ _ _ _ ) l = 3 → orbital f ( _ _ _ _ _ _ _ ) Cada conjunto de valores (n, l, ml) definen un orbital.

Principio de exclusión de Pauli Regla de Hund: MÁXIMA MULTIPLICIDAD Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales Cuando en un subnivel energético existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el máximo número de ellos y además con espines paralelos. Como cada orbital viene definido por los tres números cuánticos n, l y ml, en cada uno de ellos sólo podrá haber dos electrones: uno con s = +1/2 y otro con s = -1/2 Es decir, en orbitales degenerados (con la misma energía) los electrones tienden a estar lo más desapareados posible Es decir que cada orbital sólo puede estar ocupado por dos electrones y éstos han de tener sus espines opuestos (electrones apareados)

6. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Para ver la distribución de los electrones en las distintas capas y subcapas (configuración electrónica), hay que tener en cuenta que los electrones van ocupando los orbitales de menor energía (= más estable) 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f … El diagrama de Moeller nos ayuda a recordar este orden de llenado nxy n: nº cuántico ppal X: tipo orbital:s,p,d y f Y: n.º e- en subnivel Regla n+l (comparar la energía de dos orbitales) - Dados dos orbitales, será de menor energía aquél cuya suma de los números cuánticos n+l sea menor - En caso de igual valor de n+l, será de menor energía el de menor valor de su número cuántico, n.

IDENTIFICAR UN ELEMENTO CON SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA GRUPOS 1-2 - Periodo = n capa valencia - Grupo= número de electrones 1……...s1 2……...s2 GRUPOS 13-18 - Periodo = n capa valencia - Grupo= número de electrones 13……...s2p1 14……...s2p2 15…..….s2p3 16………s2p4 17………s2p5 18…..….s2p6 GRUPOS 3-12 - Periodo = n capa + externa - Grupo= número de electrones 3……...d1 4……...d2 5…..….d3 6………d4 7………d5 8…..….d6 9…..….d7 10……..d8 11….….d9 12….....d10

Sin embargo, la configuración se escribe: Teniendo en cuenta estas reglas (Moeller, Pauli y Hund), para escribir la configuración electrónica de un elemento se representan los subniveles identificados por su valor de n y l, y se le pone como superíndice el número de electrones del subnivel Una vez asignados todos los electrones, se deben ordenar los subniveles dentro de su mismo nivel y por orden creciente de n, independientemente del orden de llenado Así, por ejemplo, para el Titanio (Z=22) su configuración electrónica será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Sin embargo, la configuración se escribe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE UN ION Los átomos consiguen estabilidad formando iones, de forma que adquieran la configuración electrónica de gas noble ( grupos representativos). Los metales de transición, a menudo no adquieren configuración de gas noble, si no que se hacen estables perdiendo los electrones de la capa má externa. Para los ANIONES, se añade un número de electrones igual a la carga del mismo en el orbital que corresponda Para los CATIONES, se deben retirar un número de electrones igual a la carga del mismo del orbital más externo del átomo, una vez ordenados en función del valor de n ¡¡Cuidado!!: no salen los últimos electrones que han entrado (en el caso de no coincidir con el orbital de mayor energía) Así, por ejemplo, para el anión sulfuro S2- (Z=16) su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Así, por ejemplo, para el catión sulfuro Ni2+ (Z=28) su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8

Cuando la diferencia de energía entre dos orbitales sucesivos es muy pequeña, las repulsiones electrónicas hacen que se altere, en algunos casos, la configuración electrónica que debería aparecer Así, por ejemplo, para el Cromo (Z=24) su configuración electrónica debería ser: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 sin embargo, la configuración real es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

7. TABLA PERIÓDICA La tabla periódica se elaboró colocando los elementos en orden creciente de su número atómico, Z, y situando en el mismo grupo aquellos que tienen propiedades químicas similares Ahora ya sabemos que los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares porque tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia

Se llaman períodos a las filas y grupos a las columnas Hay siete períodos, numerados del 1 al 7, y dieciocho grupos, nombrados del 1 al 18. En los períodos, los elementos tienen el mismo valor de n en la capa de valencia, y en los grupos los elementos tienen la misma configuración electrónica más externa con valores crecientes de n Se pueden distinguir cuatro bloques, s, p, d y f,en los que se llenan esos mismos orbitales

Por ejemplo, para el Mn (Z=25) se puede escribir como El grupo 18 tiene configuración de gas noble que, salvo el He que tiene 1s2, para los demás es ns2 np6 Por ello, para los períodos siguientes, se pueden escribir las configuraciones electrónicas resumiendo la del gas noble anterior y añadiendo los electrones situados en nuevos orbitales Por ejemplo, para el Mn (Z=25) se puede escribir como 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 o bien como: [Ar] 3d5 4s2

PROPIEDADES PERIÓDICAS TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Existe una variación periódica de determinadas propiedades de los elementos que forman los grupos y los períodos de la tabla periódica como consecuencia de la periodicidad en la configuración electrónica de los elementos En un PERÍODO, al avanzar hacia la derecha, aumenta la carga nuclear (a la vez que se añade un electrón a la corteza), por lo que los electrones de la capa de valencia serán cada vez más atraídos por la carga positiva del núcleo En un GRUPO, al bajar en los mismos, los electrones entran cada vez en capas de mayor valor de n, por lo que irá aumentando su distancia al núcleo y por tanto se sentirán menos atraídos Como consecuencia de ello, existen algunas propiedades de los elementos que varían de manera periódica

PROPIEDADES PERIÓDICAS TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Radio atómico Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos. Disminuye al desplazarse hacia la derecha en un período y aumentará al bajar en un grupo

PROPIEDADES PERIÓDICAS TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Radio iónico Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. - Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros. - Los aniones son mayores.

PROPIEDADES PERIÓDICAS TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Energías de ionización Energía necesaria para arrancar un mol de electrones a un mol de átomos de ese elemento cuando se encuentra en su estado fundamental y gaseoso Se puede arrancar más de un electrón y entonces se llamará segunda energía de ionización, tercera, etc. Al arrancar un electrón se forma un ión positivo, por lo que para arrancarle un segundo electrón habrá que suministrar más energía que para el primero. Es por ello que los valores de EI aumentarán de modo que: 1ª EI < 2ª EI < 3ª EI < ....

PROPIEDADES PERIÓDICAS TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Energías de ionización En un período, como aumenta la carga nuclear Z hacia la derecha, la EI lo hará en el mismo sentido. En un grupo, disminuirá al bajar en el mismo, pues el electrón a arrancar está cada vez más alejado del núcleo y por tanto menos atraído por él Variación periódica de la EI

PROPIEDADES PERIÓDICAS TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Electronegatividad Tendencia que tiene un átomo a atraer sobre sí a los electrones que comparte con otro átomo Aumenta hacia la derecha en los períodos y disminuye hacia abajo en los grupos Variación periódica de la EN

PROPIEDADES PERIÓDICAS TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Afinidad electrónica Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental.