LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS

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1 LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
Los átomos están constituidos por tres tipos de partículas: protones, neutrones y electrones Los protones y neutrones forman el núcleo, que es donde se acumula fundamentalmente la masa del átomo, y los electrones se distribuyen por la corteza

2 MODELOS ATÓMICOS Los distintos modelos atómicos surgen para tratar de explicar las propiedades de los átomos y, en particular, sus espectros de emisión (Ver Web sobre cómo se obtienen los espectros de emisión) A medida que se dispuso de nuevas tecnologías y se conocieron más propiedades de los átomos se fueron ampliando los modelos atómicos con el fin de poder explicar los nuevos fenómenos y propiedades En este curso, el modelo atómico de Bohr, la ampliación de Sommerfeld y algunas aportaciones de la mecánica ondulatoria serán suficientes para entender el átomo

3 MODELO ATÓMICO DE BORH Ver Web en el blog
El modelo atómico planetario de Ernst Rutherford (1911) presentaba una serie de problemas que la Física clásica no conseguía resolver. Niels Bohr, en 1913, dio un gran paso adelante resolviendo parte de estos problemas apoyándose en las incipientes ideas cuánticas de Planck Max Planck introdujo una teoría revolucionaria en el año 1900 según la cual la energía no podía ser absorbida ni emitida en forma continua, sino en cantidades discretas de valores específicos que son múltiplos de una unidad fundamental, cuanto. El cuanto corresponde a la menor cantidad posible de energía que se puede absorber o emitir por un cuerpo 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 radiante Segundo postulado Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón sea múltiplo entero de h/2p Tercer postulado Cuando un electrón salta de una órbita a otra, absorbe o emite energía en forma de radiación e.m., cuya n viene dada por: DE = hn Ver Web en el blog

4 (Ver de nuevo WEB átomo de Bohr)
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 rn = a1·n2 En = - E1/n2 a1 = 0’53 Å E1 = 2’18·10-18 J = 13’6 eV Cuando un electrón salta de una órbita a otra variará su energía en un valor DE = Ef – Ei. Si ni>nf el valor de DE es negativo, lo que indica que se desprende energía en forma de radiación e.m. De esta forma explicó Bohr la causa de que los espectros de emisión de los átomos sean discontinuos, pues sólo se pueden emitir valores de DE que sean iguales a la diferencia de energía que hay entre distintas órbitas (Ver de nuevo WEB átomo de Bohr) El valor de En se considera negativo ya que se toma como cero la energía del electrón a distancia infinita del núcleo, en ese momento el electrón no pertenece al átomo, y al acercarse al mismo y ser atraído por éste desprenderá energía, que será la del electrón en esa órbita Cuanto más cercanas estén las órbitas al núcleo, tendrán valores más negativos de energía, por lo que los electrones tenderán a ocupar las órbitas más cercanas al mismo

5 MODELO ATÓMICO DE BORH-SOMMERFELD
Cuando se pudieron utilizar espectroscopios de mayor poder resolutivo, se observó un desdoblamiento de las rayas de los primeros espectros y esto le hizo a Arnold Sommerfeld ampliar 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, cuyos valores pueden ir desde 0 hasta (n-1) No obstante, al observar un nuevo desdoblamiento en las rayas espectrales producido por la presencia de campos magnéticos o eléctricos hubo que introducir la posibilidad de que sólo fueran posibles unas ciertas orientaciones en el espacio, por lo que habría que introducir un tercer número cuántico, ml, o número cuántico magnético, que cuantifica estas orientaciones y puede tomar los valores de +l, +(l-1), (l-1), –l Un nuevo desdoblamiento de las líneas espectrales en un campo magnético débil, se justificó suponiendo que dentro de cada órbita el electrón podía tener un giro sobre sí mismo en dos posibles sentidos, por lo que se introdujo un nuevo número cuántico s, o número cuántico de espín, con valores de +1/2 ó –1/2, para cuantificar su sentido de giro Espectro discontinuo del H

6 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 , ml , 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

7 MODELO ONDULATORIO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Dualidad partícula-onda (De Broglie) A partir de que Einstein introdujera (para explicar el efecto fotoeléctrico) la idea de que la luz podía tener un comportamiento corpuscular además de un comportamiento ondulatorio, Louis De Broglie propuso que las partículas clásicas también podrían mostrar propiedades de onda, y aplicó su hipótesis de la dualidad onda-partícula al electrón. Cuando con posterioridad se difractaron electrones en cristales, se confirmó la hipótesis de De Broglie, observándose el comportamiento ondulatorio del electrón Principio de incertidumbre (Heisemberg) De acuerdo con la mecánica clásica, podemos determinar simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de un cuerpo. La aplicación del principio de incertidumbre de Heisemberg al electrón considera que, debido a su naturaleza ondulatoria, no es posible determinar con precisión la posición del electrón y su cantidad de movimiento, sino que debe haber una incertidumbre en sus medidas. Por lo tanto, si se determina con precisión la energía de un electrón, no se puede localizar sino que podemos hablar de la probabilidad de encontrarlo en un lugar en un instante de tiempo determinado

8 PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
MODELO ONDULATORIO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO Para explicar el átomo de hidrógeno (que sólo tiene un electrón) no se puede situar al electrón en las órbitas del modelo clásico sino que se define la probabilidad de encontrar al electrón en un punto 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 es una representación de la densidad electrónica o probabilidad de encontrar al electrón en esta zona. A esta zona alrededor del núcleo, dentro de la cual existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón, se le define como el orbital donde se encuentra ese electrón Concretamente, se definen los orbitales como el espacio delimitado por una superficie dentro del cual se encuentra el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón, tal y como se observa en la figura

9 PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
MODELO ONDULATORIO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO La aplicación de este modelo ondulatorio al átomo de hidrógeno implica, de manera similar a como ocurría con el modelo de Bohr-Sommerfeld, la introducción de tres números cuánticos: n, l y ml. Para caracterizar a un orbital estos números sólo pueden tomar una serie de valores determinados: 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 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) (l-2), (l-1), l, y determina la orientación del orbital

10 PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
MODELO ONDULATORIO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO Todos los orbitales con el mismo valor de n pertenecen a la misma capa o nivel, y los que tienen los mismos valores de l, a la misma subcapa o subnivel. A la capa con valor n = 1 se le llama capa K A la capa con valor n = 2 se le llama capa L A la capa con valor n = 3 se le llama capa M etc Los orbitales se nombran en función del valor de l Para l = 0, se nombra orbital s Para l = 1, se nombra orbital p Para l = 2, se nombra orbital d Para l = 3, se nombra orbital f etc

11 MODELO ONDULATORIO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Cada conjunto de valores (n, l, ml) definen un orbital. Para el átomo de hidrógeno todos los orbitales que tienen el mismo valor de n tienen la misma energía. Esto indica que, para el átomo de hidrógeno, dentro de un mismo nivel (mismo valor de n) todos los subniveles tienen la misma energía, al igual que todos los orbitales dentro del mismo subnivel

12 PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
MODELO ONDULATORIO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO La mecánica ondulatoria sólo da lugar a tres números cuánticos para describir a los orbitales electrónicos (n, l, ml ). No obstante, el electrón se comporta como si girase sobre sí mismo, lo cual sugiere dos posibilidades de giro del electrón dentro de un mismo orbital: 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

13 PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
MODELO ONDULATORIO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO La mecánica ondulatoria también proporciona información sobre la forma que adquieren los distintos orbitales

14 MODELO ONDULATORIO PARA LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
En el átomo de hidrógeno el valor de la energía de un orbital sólo depende del valor de n. Así, todos los orbitales de la misma subcapa y todas las subcapas de la misma capa tienen la misma energía, es decir, son orbitales degenerados No obstante, en los átomos polielectrónicos los orbitales son semejantes a los del hidrógeno y se definen mediante los mismos números cuánticos. La diferencia estriba en que ahora sólo aparecen como degenerados los orbitales de la misma subcapa, dependiendo la energía no sólo del valor de n, sino también del valor de l En los átomos polielectrónicos (átomos con más de un electrón) no ocurre esto, pues aparecen nuevos factores a tener en cuenta, como son las repulsiones interelectrónicas, que modifican la energía de los orbítales conforme cambia el número atómico

15 MODELO ONDULATORIO PARA LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Para ver la distribución de los electrones en las distintas capas y subcapas (configuración electrónica), habrá que tener en cuenta que los electrones irán ocupando los orbitales de forma que la energía del átomo sea la menor posible El orden determinado, excepto para pocas excepciones es: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f … La disminución de la energía de los orbitales en los átomos polielectrónicos al aumentar la carga nuclear (Z) no ocurre de la misma forma en todos los orbitales, por lo que aparecen alteraciones en el orden, pudiendo ocurrir que un orbital de una capa con un determinado valor de n tenga menos energía que otro de la capa anterior El diagrama de Moeller nos ayuda a recordar este orden de llenado ¡Pero cuidado!, además de este orden de llenado hay que tener en cuenta los dos siguientes principios

16 MODELO ONDULATORIO PARA LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Principio de exclusión de Pauli Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales 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 ms = +1/2 y otro con ms = -1/2 Es decir que cada orbital sólo puede estar ocupado por dos electrones y éstos han de tener sus espines opuestos (electrones apareados)

17 MODELO ONDULATORIO PARA LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Regla de Hund En orbitales que tienen iguales valores de n y l, los electrones tenderán a ocupar orbitales con distintos valores de ml, y sus espines serán paralelos Es decir, en orbitales degenerados (con la misma energía) los electrones tienden a estar lo más desapareados posible

18 MODELO ONDULATORIO PARA LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
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

19 MODELO ONDULATORIO PARA LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Para escribir la configuración electrónica de un ión se debe hacer de la siguiente forma 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

20 MODELO ONDULATORIO PARA LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
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

21 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

22 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 En la tabla periódica se pueden distinguir cuatro bloques, s, p, d y f, en los que se llenan esos mismos orbitales

23 En el grupo 18 se completa la llamada configuración de gas noble que,
salvo para 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

24 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 los períodos, al avanzar hacia la derecha, aumenta en una unidad 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 los grupos, 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

25 PROPIEDADES PERIÓDICAS
TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Radio atómico De acuerdo con lo indicado, el radio de los átomos disminuirá al desplazarse hacia la derecha en un período y aumentará al bajar en un grupo

26 PROPIEDADES PERIÓDICAS
TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Energías de ionización La energía de ionización de un elemento es la 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 < ....

27 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

28 PROPIEDADES PERIÓDICAS
TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Electronegatividad Se define la electronegatividad como la tendencia que tiene un átomo a atraer sobre sí a los electrones que comparte con otro átomo La electronegatividad aumenta hacia la derecha en los períodos y disminuye hacia abajo en los grupos Variación periódica de la EN