Estructura de la materia

Presentación del tema: "Estructura de la materia"— Transcripción de la presentación:

1 Estructura de la materia
Unidad 5 Completar el efecto fotoeléctrico

2 Contenidos (1) 1.- Revisión histórica de los primeros modelos atómicos. 2.- Radiación electromagnética y espectros atómicos. 2.1. Series espectrales. 3.-  Orígenes de la teoría cuántica. 3.1.  Hipótesis de Planck. 3.2. Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular. 4.-   Modelo atómico de Bohr.

3 Contenidos (2) 5.- Principios de la mecánica cuántica.
5.1. Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie). 5.2. Principio de incertidumbre (Heisenberg). 5.3. Orbitales atómicos. 6.-   Modelo cuántico para el átomo de hidrógeno. Números cuánticos. 7.- Configuraciones electrónicas. 7.1. Principio de mínima energía (aufbau) 7.2. Regla de Hund y Principio de exclusión de Pauli.

4 Contenidos (3) 8. Sistema periódico de Mendeleiev. La tabla periódica actual. 9. Carga nuclear efectiva y reactividad. 10.- Propiedades periódicas: 10.1. Tamaño de los átomos. Radios atómicos e iónicos 10.2. Energía de ionización. 10.3. Afinidad electrónica. 10.4. Electronegatividad y carácter metálico.

5 Rayos catódicos. Modelo de Thomson.
REPASO Los rayos catódicos confirmaron la existencia de electrones en los átomos.

6 Experimento y modelo de Rutherford.
REPASO Modelo atómico de Rutherford

7 La radiación electromagnética.
REPASO Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia “” o por su longitud de onda “”, relacionadas entre sí por:

8 Espectro electromagnético
REPASO Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitu- des de ondas (rayos  10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)

9 Espectros atómicos. Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).

10 Espectros de emisión y absorción

11 Algunos espectros de emisión
Litio Potasio

12 Series espectrales Serie Balmer: aparece en la zona visible del espectro. Serie Lyman: aparece en la zona ultravioleta del espectro. Serie Paschen Serie Bracket Serie Pfund Aparecen en la zona infrarroja del espectro

13 Orígenes de la teoría cuántica.
El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad de determinadas partículas en la materia. Pero tiene algunos inconvenientes: No explica los espectros atómicos. La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía que al girar partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos). Iba en contra de la estabilidad de los átomos. Igualmente, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una nueva teoría atómica.

14 Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía.
El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “ ” con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos. Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”. Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “”, la energía desprendida por dicho átomo sería:

15 Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. (cont)
Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan: En donde h = 6,626 x 10–34 J s (Constante de Plank) y n es un número entero (nº de átomos emisores), lo cual significa que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la cantidad de energía mínima (h x ). Como el número de átomos es muy grande y la constante “h” muy pequeña, en la práctica no se aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la masa.

16 Ejemplo: ¿Puede un átomo absorber una radiación de 4,70 x10-19 J?
En este caso no puede absorber 4,70 x J por no ser un múltiplo de 3,374 x J

17 Efecto fotoeléctrico. Algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos. Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor… Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “”.

18 Efecto fotoeléctrico. Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si.

19 Efecto fotoeléctrico. La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “0”. Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h x . Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón.

20 Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular.
Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón: La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “0”.

21 Fotones con energía suficiente Fotones con energía insuficiente
Efecto fotoeléctrico. Fotones con energía suficiente Fotones con energía insuficiente A mayor intensidad de luz manteniendo la frecuencia mayor número de electrones arrancados.

22 Teoría corpuscular. Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h x . Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón. Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón:

23 Ejemplo: Calcula la energía de fotones de rayos X cuya longitud de onda es de 0,6 nm. (h = 6,625 x 10–34 J s) E = h x  = 6,625 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1 = 33,125 x 10–17 J = 3,3125 x 10–16 J

24 Modelo de Bohr Según el modelo de Rutherford, los electrones, al girar alrededor del núcleo, deberían perder continuamente energía, y en consecuencia, se precipitarían al núcleo. Basa su teoría en dos hechos nuevos: Aparición del espectro del H. Teoría cuántica de Plank.

25 Postulados del modelo de Bohr.
“Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que: m x v x r = n x h / 2” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal) “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”. “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinadas (E = h x )”

26 Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno)
n =  E = 0 J n = E = –0,87 · 10–19 J n = E = –1,36 · 10–19 J n = E = –2,42 · 10–19 J Energía n = E = –5,43 · 10–19 J n = E = –21,76 · 10–19 J

27 Espectros de emisión y absorción
Cuando un electrón salta a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya concreta en el espectro de emisión. Cuando irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a niveles superiores (estado excitado).

28 Espectros de emisión y absorción
La radiación electromagnética proveniente de la luz blanca después de pasar por la sustancia vemos que le faltan una serie de líneas que corresponden con saltos electrónicos desde el estado fundamental al estado excitado. Es lo que se denomina un espectro de absorción. Lógicamente las líneas del espectro de emisión son las que faltan en el de absorción pues la energía para pasar de un nivel a otro es la misma suba o baje el electrón.

29 Absorción Emisión SIMULACIÓN
Átomo en estado excitado (situación intermedia) Absorción Emisión Átomo en estado fundamental (situación inicial) Átomo en estado fundamental (situación final)

30 Explicación de las series espectrales utilizando el modelo de Bohr

31 Principios básicos de la mecánica cuántica
Dualidad onda-corpúsculo: Formulado por De Broglie en 1924. “Cada partícula lleva asociada una onda” Principio de incertidumbre: Formulado por Heisenberg en “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”:

32 Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie).
“Cada partícula lleva asociada una onda cuya longitud es: Así, los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen un onda asociada apreciable de forma que, siendo “r” el radio de su órbita: 2  r = n , sien “n” un número natural, de forma que sólo algunas órbitas concretas estarían permitidas.

33 Principio de incertidumbre (Heisenberg).
“Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula” Así: siendo x la incertidumbre en la posición y p la incertidumbre en la cantidad de movimiento. Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como zona en donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

34 Orbitales atómicos. Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos: 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) orb. “d” (10 e–) 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–) Y así sucesivamente…

35 Orbitales atómicos Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

36 Modelo mecano-cuántico (para el átomo de Hidrógeno)
El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre de la mecánica cuántica). Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos permitidos) aparecían precisamente los números cuánticos n, l y m.

37 Postulados del modelo mecano-cuántico
“Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos”. “El cambio de nivel energético se produce por absorción o emisión de un fotón de energía de manera que su frecuencia viene determinada por: E = h ·”. “Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos”.

38 Números cuánticos. Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo). Los valores de éstos son los siguientes: n = 1, 2, 3, 4, (nº de capa) l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (tipo de orbirtal) m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital) s = – ½ , + ½ (spín)

39

40 Ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles Series n l m s I ½ II ½ III –½ IV –2 +½ V –1 +½ Imposible. (n < 1) Imposible. (l = n) Posible. Orbital “1 s” Imposible (m  -1,0,1) Posible. Orbital “2 p”

41 Colocación de electrones en un diagrama de energía.
Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.

42 Principio de mínima energía (aufbau)
Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía. Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.

43 Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

44 Principio de exclusión de Pauli.
“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”

45 n = ; l = ; m = ; s = n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½
2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = ; l = ; m = ; s = n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½

46 Ejercicio: a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinacio-nes de números cuánticos:(1,0,0,½ ) y (4,1,0,-½). a) “n” (nº cuántico principal) es el nº de capa o nivel en la que está situado el e–. “l” (nº cuántico secundario) representa el tipo de orbital: s, p, d o f. “m” (nº cuántico magnético) indica la orientación espacial del orbital. “s” (spín) indica el sentido de giro del e–.

47 Ejercicio: a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d)Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinacio-nes de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½). b) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales” c) “3p” : n=3; l=1; m=–1,0,+1; 3 orb.  6 e–. “3d” : n=3; l=2; m=–2,– 1,0,+1,+2; 5 orb.  10 e–. d) (1,0,0,1/2)  1s ; (4,1,0,1/2)  4p (uno de los tres existentes 4py por ejemplo)

48 Clasificación de Mendeleiev
La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces. Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones. Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.

49 Clasificación de Mendeleiev
Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge). En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.

50 La tabla periódica actual
En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".

51 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)

52 Tipos de orbitales en la tabla periódica
p1 p2 p3 p4 p5 p6 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 Bloque “s” Bloque “d” Bloque “p” Bloque “f”

53 Grupos Bloque Grupo Nombres Config. Electrón. s 1 2
Alcalinos Alcalino-térreos n s1 n s2 p Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases 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 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

54 Carga nuclear efectiva (Z*)
Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo. Depende de: Carga nuclear (Z) Efecto pantalla (apantallamiento) (a) de e– interiores o repulsión electrónica. Ambos efectos son contrapuestos: A mayor Z mayor Z*. A mayor apantallamiento menor Z*. Así consideraremos que:

55 Variación de Z* en la tabla.
Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo. Debido al menor efecto pantalla de los e– de la última capa y al mayor Z. aumenta Variación de Z+ en la Tabla periódica

56 Variación de Z* en la tabla.
Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un mismo grupo Aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.

57 Ejemplo: Compara el efecto pantalla de: a) Li y Na; b) Li y Be.
57 a) Z* sobre el e– exterior del Li sería: 3 – 2 = 1, mientras que en el caso del Na sería: 11 – 10 = 1, es decir apenas varía. b) Z* sobre uno de los e– exteriores del Be sería: 4 – (2 + 0,8) = 1,2 mientras que en el caso del Li era: 3 – 2 = 1. Nota: el valor 0,8 de apantallamiento del e– de la segunda capa es orientativo; lo impor-tante es que es un número inferior a 1.

58 Carga nuclear efectiva y reactividad.
Z* junto con la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb) son las responsables de la atracción que sufre el e– y, por tanto, de la reactividad de los átomos. Aumento en la Reactividad Gases inertes METALES NO METALES

59 Variación de la reactividad en la tabla periódica.
Los metales serán tanto más reactivos cuando pierdan los e– con mayor facilidad Cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo. El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na. Los no-metales serán más reactivos cuando los e– que entran sean más atraídos A mayor Z* y menor distancia al núcleo. El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl.

60 Propiedades periódicas
Tamaño del átomo Radio atómico: Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos unidos mediante enlace covalente). Radio metálico. Radio iónico Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad Carácter metálico.

61 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.

62 Variación del radio atómico en 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.

63 Variación del radio atómico en un grupo.
© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato. Grupo 1 En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones.

64 Aumento en el radio atómico

65 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 mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento 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).

66 Comparación de radios atómicos e iónicos

67 Ejemplo: a) De las siguientes secuencias de
Ejemplo: a) De las siguientes secuencias de iones, razone cual se corresponde con la ordenación en función de los radios iónicos: (I) Be2+ < Li+ < F- < N3-, (II) Li+ <Be2+ < N3- < F-; b) Ordene de mayor a menor los radios de los elementos de que proceden. a) La secuencia I es la correcta ya que a igualdad de electrones el Be2+ tiene una mayor carga nuclear y por tanto una mayor Z* que el Li+. Igualmente, el N3– tiene el mismo nº de electrones que el F– pero es mayor por tener una menor Z* (menor carga nuclear y mismo efecto pantalla por tener los mismos electrones). b) Li > Be > N > F. En el mismo periodo, el radio atómico disminuye hacia la derecha al haber una mayor Z* por aumentar más Z que el EP.

68 Energía de ionización (EI) (potencial de ionización)
“Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso 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.

69 Esquema de variación de la Energía de ionización (EI).
Aumento en la Energía de ionización

70 Afinidad electrónica (AE)
“Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso 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).

71 Electronegatividad y carácter metálico
Son conceptos opuestos (a mayor electronegatividad 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.

72 Aumento de la electronegatividad en la tabla periódica

73 a) A (Z=19): 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 B (Z= 35): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5
73 Ejemplo: Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente: a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique su situación en el sist. periódico. c)Compare tres propiedades periódicas de ambos elementos. d)Justifique el tipo de enlace que producen al unirse. a) A (Z=19): 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 B (Z= 35): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5 b) A (4s1) Grupo 1 (alcalinos) Periodo 4 B (4s2p5) Grupo 17 (halógenos) Periodo 4 c) Al estar en el mismo periodo sólo hay que ver la variación de izquierda a derecha: radio atómico : A > B (el radio disminuye hacia la derecha) EI: A < B (la EI aumenta hacia la derecha) Electroneg. : A < B (aumenta hacia la derecha) (Continúa)

74 (Viene de la diapositiva anterior)
d) Al ser A un metal alcalino y B un no-metal halógeno formarán un enlace iónico ya que A tenderá a ceder el electrón 4s con facilidad (baja EI) y B tenderá a capturarlo (alta ): A – 1 e–  A+ ; B + 1 e–  B –  Fórmula: AB (KBr)

75 75 Ejercicio: Supuesto que se conocen los números cuánticos "n", "1" y "m", que definen el estado del último electrón que forma parte de la corteza de un elemento E. Razone si puede saberse: a) Si será oxidante o reductor; b) Si es un metal o no metal; c) Si será muy electronegativo; d) Si su volumen atómico será elevado. Al saber los últimos nº cuánticos se podrá saber su último tipo de orbital en ser rellenado y , por tanto, posición aproximada en la tabla en la tabla periódica. a) Si el último orbital es “s” (l=0) será una sustancia reductora pues tratará de oxidarse (perder e–) mientras que si es “p” (l=1) será más oxidante (sobre todo si “n” es pequeño –sin ser 1–). b) Si el último orbital es “s” será un metal alcalino o alcalino-térreo; sin embargo si el último orbital es “p” podrá ser metal o no metal (tanto mas no-metal cuanto menor sea “s” –sin ser 1 –). (Continúa)

76 (Viene de la diapositiva anterior)
c) Igualmente, si el último orbital es “s” será un metal alcalino o alcalino-térreo y por lo tanto poco electronegativo; sin embargo si el último orbital es “p” podrá ser metal o no metal (tanto mas no-metal y por tanto mas electronegativo cuanto menor sea “s” –sin ser 1 –). d) Al se el volumen un propiedad que depende tanto de la masa atómica como del tipo de empaquetamiento que sufra y variar de manera no uniforme en la tabla periódica, poco se podrá deducir conociendo la posición aproximada en la tabla periódica: únicamente, que cuanto mayor sea “n” mayor será el volumen.