La teoría cuántica aplicada al átomo Propiedades periódicas

Presentación del tema: "La teoría cuántica aplicada al átomo Propiedades periódicas"— Transcripción de la presentación:

1 La teoría cuántica aplicada al átomo Propiedades periódicas
Introducción La teoría cuántica La teoría cuántica aplicada al átomo Propiedades periódicas Las propiedades químicas en los bloques del sistema periódico Título: “Estructura atómica y propiedades atómicas periódicas”

2 U1 |Introducción Conceptos básicos Radiación electromagnética
Espectros

3 U1 |Conceptos básicos Modelo nuclear de Rutherford
Núcleo: donde queda concentrada tota la carga positiva y prácticamente tota la masa. Nube o capa electrónica: zona situada alrededor del núcleo donde giran los electrones en órbitas circulares. Dibujo. Debe poner “Núcleo”, “Electrón (-)” Modelo atómico de Rutherford. Estructura atómica: se explica con la ayuda de la teoría cuántica. Niels Bohr: aplica la teoría de los quantum al estudio de la estructura atómica del átomo.

4 U1 |Radiación electromagnética – Conceptos básicos
Una carga eléctrica en reposo crea un campo eléctrico y origina a su alrededor un campo magnético. Si las cargas eléctricas tienen un movimiento acelerado, emiten energía en todas las direcciones en forma de ondas transversales, energía radiante. Radiación electromagnética: propagación en forma de ondas transversales de un campo eléctrico y de un campo magnético. Velocidad de propagación de la radiación electromagnética en el vacío, o velocidad de la luz: c = 3 x 108 m s-1 Dibujo. Debe decir: “Oscilaciones del campo eléctrico” y “Oscilaciones del campo magnético” Los campos eléctrico y magnético originados por una carga acelerada son perpendiculares entre sí y perpendiculares a la dirección en la que se propagan.

5 U1 |Radiación electromagnética – Espectro electromagnético
El espectro electromagnético es el conjunto de radiaciones electromagnéticas. Dibujo. Debe decir “Frecuencia”, “Longitud de onda”, “Rayos”, “Ultravioleta”, “Infrarrojo”, “Microondas”, “Ondas hertzianas”, “Luz visible” Espectro de las ondas electromagnéticas y franja correspondiente a la luz visible.

6 U1 |Radiación electromagnética – Tipos de ondas
Los diferentes tipos de ondas electromagnéticas se caracterizan por su frecuencia: - Ondas hertzianas - Microondas - Infrarrojos (IR) - Luz visible - Ultravioleta (UV) - Rayos X - Rayos gamma Espectro electromagnético de la luz visible. La luz de una única longitud de onda se denomina monocromática, término que significa ‘un solo color’ y que por extensión se aplica a cualquier radiación de una única longitud de onda, aunque no sea visible.

7 U1 |Espectros – Conceptos básicos
Espectro: conjunto de radiaciones electromagnéticas recogidas sobre una pantalla, registradas gráficamente, fotografiadas u observadas directamente, es decir, puestas de manifiesto de algún modo. Dispersión de la luz blanca por un prisma. Espectrógrafos: instrumentos que permiten separar una radiación electromagnética en sus componentes monocromáticos. Espectrómetros: espectrógrafos que permiten medir las longitudes de onda de los componentes de la radiación.

8 U1 |Espectros – Tipos de espectros
Espectro continuo - Espectro discontinuo o de rayas Espectro de emisión - Espectro de absorción a) Espectro continuo b) Espectro de emisión discontinuo c) Espectro de absorción Dibujo. Debe decir “a) Foco luminoso”, “b) Lámpara de descarga con gas hidrógeno a baja presión”, “c) Foco luminoso”, “Tubo con gas hidrógeno a baja presión”, “ESPECTRO CONTINUO”, “ESPECTRO DE EMISIÓN DISCONTINUO”, “ESPECTRO DE ABSORCIÓN”

9 U1 |La teoría cuántica Conceptos básicos Efecto fotoeléctrico
La teoría de Bohr Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno Ampliación de la teoría de Bohr

10 U1 |Conceptos básicos La teoría cuántica, iniciada el año 1900 por Max Planck, interpreta el hecho de que los átomos originen espectros de emisión y de absorción. Se considera que una partícula material emite o absorbe energía radiante de manera discontinua mediante gránulos o corpúsculos. Cada uno de estos corpúsculos se denomina cuanto de energía o fotón. Max Planck ( ). Uno de los físicos alemanes más importantes, fundador de la teoría cuántica. Recibió el premio Nobel de física el año 1918. Trabajó sobre la idea de una discontinuidad en los procesos de absorción y emisión de energía e introdujo la célebre hipótesis de los cuantos de energía. En 1900 llegó a la ecuación fundamental de la teoría cuántica, ε = h ν, que hoy lleva su nombre. La constante h (denominada constante de Planck) está considerada por los físicos como una de las fundamentales del Universo, después de que la hipótesis de los cuantos de energía fuera corroborada por sabios prestigiosos como Einstein (explicación del efecto fotoeléctrico) y Niels Bohr (teoría cuántica del átomo de hidrógeno, con la que perfecciona el modelo atómico de Rutherford).

11 U1 |Conceptos básicos Energía de un fotón: Constante de Planck:
Cantidad de energía: Características de algunas radiaciones electromagnéticas Cuadro. Debe decir “Radiación”, “Frecuencia”, “Energía de un fotón”, “Microondas”, “Infrarrojo”, “Luz visible”, “Ultravioleta”, “Rayos X”

12 U1 |Efecto fotoeléctrico
Efecto fotoeléctrico: la descarga eléctrica entre dos esferas a un potencial elevado se incrementa cuando se iluminan con una radiación de frecuencia alta. Efecto fotoeléctrico. El miliamperímetro solo indica el paso de la corriente si se ilumina el cátodo con una radiación cuya frecuencia no debe ser inferior a un valor ν0, frecuencia umbral (característica del metal del cátodo). Por debajo de esta frecuencia no se produce efecto fotoeléctrico.

13 U1 |Efecto fotoeléctrico
Trabajo de extracción o función de trabajo: energía mínima para liberar el electrón del metal, Cuadro. Debe decir “Energía del fotón”, “o también”, “Trabajo de arrancar el electrón”, “Energía cinética comunicada al electrón” La velocidad máxima con la que salen los electrones de la superficie del metal depende únicamente de la frecuencia de la luz incidente, y no de su intensidad.

14 U1 |La teoría de Bohr Los electrones, partículas eléctricamente negativas, se mueven alrededor del núcleo positivo en ciertas capas u órbitas circulares denominadas niveles energéticos principales o niveles cuánticos principales. Cuando un electrón se mueve por un mismo nivel energético, no absorbe ni emite energía; se encuentra en estado estacionario. La energía total de un electrón no puede tener unos valores cualesquiera, sino solamente ciertos valores muy determinados, permitidos, cuantizados: Número cuántico principal: n = 1,2,3,...

15 U1 |La teoría de Bohr Al pasar el electrón de un nivel cuántico de mayor energía a otro de menor energía no emite gradualmente energía, sino que la emite de una sola vez, de forma discontinua y cuantizada. Su valor es igual a la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos. Cuadro izquierda. Debe decir “Estado ionizado”, “Estados excitados”, “Estado fundamental” Cuadro derecha. Debe decir “Fotón absorbido”, “Fotón emitido” a) Absorción de un fotón por un átomo al producirse una transición electrónica entre los niveles E1, de menor energía, y E2, de más energía. b) Emisión de un fotón por un átomo al producirse una transición electrónica entre los niveles E2 y E1. c) La transición electrónica E3 → E1 puede tener lugar directamente o bien en dos etapas. Diagrama de energía correspondiente a los niveles de energía del átomo de hidrógeno. Debido a que la energía del electrón completamente separado del núcleo es cero, cuando se encuentra ligado a un átomo su energía es menor y, por tanto, se expresará con valores negativos.

16 U1 |Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno
La serie de rayas espectrales que originan la denominada serie de Lyman no es visible. Las rayas de la región visible del espectro, de menor frecuencia y energía que las de la serie de Lyman, constituyen la serie de Balmer. Las rayas de la serie de Paschen corresponden a emisiones de energía radiante cuando el electrón del átomo de hidrógeno efectúa transiciones electrónicas a los niveles cuánticos superiores hasta n = 3. Esta serie está situada en el infrarrojo. Las series de Brackett y Pfund corresponden a transiciones electrónicas a los niveles cuarto y quinto, respectivamente. Originan fotones con frecuencias y energías situadas en el infrarrojo. En el dibujo, debe poner “Infrarrojo”, “Serie de…”, “Ultravioleta” Transiciones electrónicas del electrón del átomo de hidrógeno desde niveles cuánticos superiores a niveles cuánticos inferiores.

17 U1 | Ampliación de la teoría de Bohr
Los electrones de los átomos tienen diferentes niveles de energía. La transición entre dos niveles de energía se realiza por absorción o emisión de un fotón. Número cuántico secundario o azimutal: número cuántico que completa el número cuántico principal y determina los posibles subniveles de energía para cada valor de n. Se representa por la letra l. El número de subniveles de cada nivel de energía es igual al número n que indica el nivel principal. Dibujo. Debe decir “Energía”, “Serie de Lyman” El desdoblamiento de la primera raya de la serie de Lyman (región ultravioleta del espectro del átomo de hidrógeno) se explica admitiendo dos posibles transiciones electrónicas desde n = 2 a n = 1.

18 U1 |Ampliación de la teoría de Bohr
Efecto Zeeman: al analizar la luz procedente de una lámpara de hidrógeno situada dentro de un campo magnético intenso, ciertas rayas espectrales se desdoblan en unas cuantas. El campo magnético aplicado interacciona con el campo magnético creado por cada electrón al girar alrededor del núcleo del átomo. El número cuántico que determina la orientación de las órbitas en el espacio se denomina número cuántico magnético y se simboliza con la letra m.

19 U1 |La teoría cuántica aplicada al átomo
La teoría mecánica ondulatoria del átomo Orbitales atómicos Números cuánticos La forma de los orbitales La mecánica cuántica en los átomos polielectrónicos Niveles de energía en los orbitales Configuraciones electrónicas

20 U1 |La teoría mecánica ondulatoria del átomo
Dualidad onda – partícula: La luz se puede considerar como una onda que se propaga o como un conjunto de fotones que se desplazan a la velocidad c. Modelo mecánico ondulatorio: El electrón se comporta como una onda que obedece a una ecuación cuántica, la ecuación de onda de Schrödinger.

21 U1 |Orbitales atómicos Orbital atómico:
Región del espacio alrededor del núcleo del átomo que ocupa cada electrón con una energía característica. 18. a) Representación, mediante una nube electrónica, de la posición de un electrón alrededor del núcleo positivo. b) Sección transversal de una superficie esférica que engloba un 90 o 99 % de la posibilidad de encontrar el electrón.

22 U1 |Números cuánticos En el átomo, cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos: - Número cuántico principal (n): de n = 1 a n = 7 - Número cuántico secundario o azimutal (l): s, p, d y f - Número cuántico magnético (m) - Número cuántico de spin: + 1/2 ó - 1/2 Giro de un electrón de spin + 1/2 (horario) i de spin – 1/2 (antihorario)

23 U1 |La forma de los orbitales
Orbitales s: Los orbitales s son esféricos. Orbitales p: Los orbitales 2px, 2py y 2pz son direccionales, es decir, están orientados en las direcciones de los ejes x, y y z. Cada orbital p tiene un plano de simetría (que contiene el núcleo del átomo) donde la probabilidad de encontrar el electrón es nula.

24 U1 |La forma de los orbitales
Orbitales d: En el dibujo, donde pone “d22” debe poner “dz2” Representación espacial de los cinco orbitales d.

25 U1 |La mecánica cuántica en los átomos polielectrónicos
Principio de exclusión de Pauling: - Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. - En cada orbital solo puede haber dos electrones. - Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, estos están apareados. Regla de máxima multiplicidad de Hund: Para los átomos en estado fundamental, al llenarse orbitales de energía equivalente, los spines de los electrones se mantienen desapareados o paralelos, si es posible.

26 U1 |Niveles de energía en los orbitales
Para recordar el orden con el que se llenan los orbitales atómicos (orden creciente de energía), proponemos memorizar este esquema. las flechas indican el orden con el que se llenan los orbitales de un átomo neutro. Dibujo izquierda. Debe decir “Energía” Energías relativas de los orbitales en los átomos neutros y aislados. Los electrones ocupan el orbital disponible de energía más baja. Se representa cada orbital con un cuadrado.

27 U1 |Configuraciones electrónicas
La configuración electrónica de un átomo es la representación de la distribución de los electrones en los diferentes orbitales del átomo. El número que figura delante es el del nivel principal. La letra indica el subnivel u orbital. El superíndice indica los electrones que hay en el subnivel. En el dibujo. Debe decir “número de electrones”, “subnivel (u orbital)”

28 U1 |Propiedades periódicas
Radio atómico y radio iónico Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad

29 U1 |Radio atómico y radio iónico
El radio atómico de un elemento corresponde a la mitad de la distancia que separa los centros de dos átomos vecinos. En el mismo periodo los radios atómicos de los elementos representativos decrecen de izquierda a derecha. Representación de los volúmenes de los átomos de los elementos representativos que corresponden a los cinco primeros periodos. Bajo el símbolo de cada átomo figura el radio atómico en nanómetros.

30 U1 |Radio atómico y radio iónico
Cuando un átomo se ioniza modifica su volumen, que disminuye al perder electrones y aumenta al ganarlos. Los cationes tienen un volumen (y por tanto, un radio iónico) más pequeño que los correspondientes átomos neutros y mucho más pequeño cuanto mayor es su carga. Los aniones tienen un radio iónico mayor que los correspondientes átomos neutros y mucho mayor cuanto más elevada es su carga eléctrica. Los radios están expresados en nanómetros.

31 U1 |Energía de ionización
La energía de ionización o potencial de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo en fase gaseosa y en el estado fundamental. Se expresa en eV átomo-1 o en kJ por mol de átomos. Depende de: - La carga del núcleo del átomo. - El efecto del apantallamiento. - El tamaño del átomo. - La clase del orbital del que se arranca el electrón. En el dibujo. Debe poner “Primer potencial de ionización / MJ mol-1”, “Número atómico (Z)” Variación de la primera energía de ionización con el número atómico.

32 U1 |Afinidad electrónica
La afinidad electrónica o energía de anionización de un átomo es la variación de energía que se produce en la adición de un electrón al átomo en estado fundamental y en fase gaseosa para formar el anión correspondiente. En general, aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y disminuye al bajar por un grupo. En el dibujo. Debe poner “Afinidades electrónicas de los halógenos”

33 U1 |Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento representa la tendencia de sus átomos a atraer electrones cuando están combinados con un átomo de otro elemento. Representación de las electronegatividades de los elementos.

34 U1 |Propiedades químicas en los bloques del sistema periódico
Elementos del bloque s (grupos 1 y 2) Elementos del bloque p (grupos 13, 14, 15, 16 y 17) Elementos del bloque d (elementos de transición) Elementos del bloque f (lantánidos y actínidos) Gases nobles

35 U1 |Elementos del bloque s (grupos 1 y 2)
Son los metales alcalinos (ns1) y los metales alcalinotérreos (ns2). Son elementos con bajas energías de ionización y electronegatividad. Son metales que presentan una gran reactividad. Forman casi exclusivamente compuestos iónicos, a excepción del berilio. Elementos del bloque s.

36 U1 |Elementos del bloque p (grupos 13, 14, 15, 16 y 17)
Presentan una gradación más brusca de las propiedades físicas y químicas ya que se pasa de los elementos metálicos a los no metálicos. Los elementos de la parte izquierda tienen un potencial de ionización relativamente bajo. Son menos reactivos que los del bloque s. Las analogías entre los elementos del grupo 14 no son muy notorias. En el grupo 15 se acentúan las propiedades no metálicas. Los elementos de los grupos 16 y 17 son típicamente no metales. Elementos del bloque p.

37 U1 |Elementos del bloque d (elementos de transición)
Son metales. Las propiedades son de transición entre las del bloque s y las del bloque p. El volumen atómico disminuye a lo largo de un periodo. Originan una gran variedad de cationes con diferente carga. Elementos del bloque d.

38 U1 |Elementos del bloque f (lantánidos y actínidos)
Todos son metales típicos. Presentan un gran parecido entre sí, que se debe al hecho de que los electrones se sitúan en los orbitales internos f. Elementos del bloque f.

39 U1 |Gases nobles El grupo 18 está constituido por los gases nobles: helio, neón, argón, kriptón, xenón i radón. Inicialmente los químicos denominaros a estos elementos gases inertes, porque no se conocían combinaciones de estos elementos con otros. Su configuración electrónica les confiere una gran estabilidad. No obstante, en 1962, el químico canadiense Neil Bartlett obtuvo tetrafluoruro de xenón (XeF4). Actualmente se conocen otros compuestos de xenón y también de kriptón y radón, por esta razón se prefiere llamarles gases nobles, en lugar de gases inertes. A pesar de su baja reactividad, tienen bastantes aplicaciones, especialmente en aquellos procesos que requieren atmósferas inertes.