El átomo. 4º ESO Chema Martín.

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1 El átomo. 4º ESO Chema Martín

2 ¿Por qué tantos modelos atómicos?
Teorías atómicas. ¿Qué es una teoría física o un modelo? Es un conjunto de ideas alrededor de un fenómeno físico que debe ser capaz de explicar los hechos experimentales conocidos sobre ese fenómeno físico. Son las explicaciones que damos a los hechos experimentales. Los hechos son irrefutables, mientras que las explicaciones, los modelos, han ido cambiando según se conocían nuevos hechos que los modelos vigentes no podrían explicar. Por eso en este tema veremos tantos modelos atómicos, siguiendo la estructura HECHOS CONOCIDOS->MODELO->EXPLICACION DE LOS HECHOS CONOCIDOS. Cuando se descubren nuevos hechos que el modelo vigente no es capaz de explicar, se construye otro (normalmente no de modo rupturista, sino como un refinamiento del anterior). ¿Se entiende ahora?. Veremos la historia de los modelos atómicos.

3 Modelo atómico de Dalton
La materia está formada por partículas individuales, indestructibles y de tamaño fijo denominadas átomos. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre si en tamaño y en masa, pero distintos de los átomos de otro elemento diferente. Los compuestos químicos se forman al unirse los átomos de diferentes elementos entre sí siempre en la misma relación (moléculas iguales). De aquí procede el uso de la fórmula de un compuesto, que nos indica el nº de átomos de cada clase que componen una cualquiera de sus moléculas (ej: H2O, NH3, NaCl...). A los átomos de un elemento los representamos por una o dos letras, la 1ª mayúscula (H, He, O, Cl, C, Ne, Ar, Na) que proceden del nombre del elemento en latín (generalmente) En una reacción química, los átomos se reagrupan de forma distinta a como estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen. ej: H2+O2→H2O. La reacción debe ajustarse para que se cumpla que TODOS los que están en el primer miembro (reactivos) vuelvan a APARECER en el segundo (aunque unidos de forma distinta) . Correctamente sería 2H2+O2→2H2O (o cualquier múltiplo de esta)

4 Tubo de rayos catódicos
Video muy completo en ingles: El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión. Con este experimento se averiguó cómo se desplazaban los rayos y se pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.

5 Tubo de rayos catódicos
Con este experimento se averiguó de dónde salían los rayos. Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos se observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. Esto indicaba que los rayos partían del cátodo. Por eso se los llama RAYOS CATÓDICOS.

6 Tubo de rayos catódicos
Con este experimento se averiguó si los rayos tenían masa. En el camino de los rayos se interpuso una pequeña rueda. Se observó que la rueda giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían masa.

7 Tubo de rayos catódicos
Con este experimento se averiguó qué carga tenían los rayos. Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, se comprobó que los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Este comportamiento indicaba que los rayos eran partículas negativas.

8 Rayos catódicos: descubrimiento del electrón
Más tarde se demostró que las propiedades de los rayos catódicos eran independientes de la composición del gas residual, por tanto las partículas integrantes de estos rayos tienen que ser componentes de todos los átomos. Thomson (1897) con un tubo de descarga como el de la figura, utilizando un campo eléctrico y otro magnético perpendiculares, para desviar de forma conveniente el haz de rayos catódicos, determinó la relación carga masa de estas partículas: A esta primera partícula se le denominó electrón como se había sugerido a raíz de los experimentos de electrolisis, para el portador de la carga mínima.

9 Electrón y modelo atómico de Thomson
Los electrones estarían colocados en el átomo como las “pasas” en un “budín de pasas”. El átomo ya no es tan “indivisible” como creía Dalton El físico J.J Thomson determinó que los rayos catódicos eran un flujo de pequeñísimas partículas, con carga eléctrica negativa que llamó ELECTRÓN

10 Radioactividad El primero en observarla fue Becquerel (1896)- Unas sales de Uranio velaban las películas fotográficas que estaban perfectamente envueltas en un cajón. La radiactividad procede el núcleo del átomo. Cuando un átomo es muy pesado o resulta inestable se “desintegra” por sí sólo. Ésta es la fisión nuclear. Por el contrario, cuando átomos más pequeños se unen para formar un núcleo atómico mayor, ocurre la fusión nuclear. Por ejemplo, el hidrógeno de las estrellas produce helio

11 RADIACTIVIDAD . Partículas alfa: núcleos de helio . Partículas beta:
La radiactividad también fue estudiada por Pierre y Marie Curie, que descubrieron el radio y el polonio y recibieron el Nobel junto a Becquerel . Partículas alfa: núcleos de helio . Partículas beta: Electrones . Partículas gamma: radiación

12 Experimento de Rutherford El núcleo del átomo
Rutherford se hizo la siguiente pregunta: ¿Será el átomo denso y macizo como el plomo?..... …….¿O será “hueco” como la paja?

13 EXPERIENCIA DE RUTHERFORD
Ruterford eligió partículas alfa (núcleos de helio) como proyectiles y una lámina de átomos de oro como barrera La mayor parte de los proyectiles (núcleos de helio) atravesaban la lámina como si ésta estuviese totalmente hueca Pero otros núcleos de helio se desviaban fuertemente, como si chocase con algo muy denso. Es decir los átomos no son ni densos como el plomo ni huecos como la paja. Los átomos deben tener una pequeña zona donde la masa está muy concentrada (NÚCLEO) La mayor parte del átomo lo ocupa una zona casi vacía (CORTEZA) donde estarían los electrones

14 Modelo atómico de Rutherford
Si los átomos fuesen del tamaño de un campo de fútbol, el núcleo sería como un guisante MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Los electrones giran alrededor del núcleo. En el centro del átomo está el núcleo atómico, un punto de pequeñas dimensiones donde se concentra la masa.

15 ÁTOMO DE DALTON (bola) ÁTOMO DE RUTHERFORD (sistema solar)
ÁTOMO DE THOMSON (pudin de pasas) ÁTOMO DE RUTHERFORD (sistema solar) Explica las leyes ponderales de la Química No explica las propiedades eléctricas de la materia ni la existencia de electrones Explica las propiedades eléctricas de la materia y la presencia de electrones No explica la existencia de otras partículas (protones y neutrones) Explica la existencia de protones y neutrones y los resultados de la experiencia de Rutherford No explica los espectros de emisión/absorción de los diferentes elementos

16 Descubrimiento del protón
Cuando se emplean tubos de descarga con el cátodo perforado, se observa detrás de él, un haz de luz producido por determinados rayos que atraviesan los orificios. (Rayos canales o rayos positivos). Los estudió Thomson en 1911 y obtuvo la relación q/m cuando el gas residual era hidrógeno. El valor obtenido coincidía con el que se calculó en la electrólisis para los iones hidrógeno. Si el gas residual era otro la relación q/m siempre era menor. En 1919 Rutherford bombardeó con partículas alfa gas nitrógeno y observó que algunas daban lugar a oxígeno -17 y otra partícula cuyas propiedades coincidían con las observadas por Thomson en los rayos positivos, cuando el gas residual era hidrógeno: Posteriormente Rutherford observó que esta partícula se producía en otras reacciones nucleares, con lo que dedujo que era una partícula elemental a la que llamó protón.

17 Descubrimiento del neutrón
Pero Rutherford se dio cuenta de que la masa del núcleo no era la suma de la de los protones que contenía Así una partícula alfa (núcleos de helio) tenía una carga de dos protones pero su masa era aproximadamente cuatro veces la del protón. Por eso supuso que en el núcleo tenía que existir otra partícula de masa similar pero sin carga En 1932 James Chadwick ( ) descubrió el neutrón en la siguiente reacción nuclear:

18 Carga del electrón y el protón = 1,6 × 10−19 Culombios
El átomo tiene corteza y núcleo Partícula Masa (kg) Masa (uma) Carga (C) Carga (e) Núcleo Protón 1´ –27 1,0073 +1,6·10 –19 +1 Neutrón 1´ –27 1,0087 Corteza Electrón 9, –31 0,00055 –1,6·10 –19 –1 1 uma (unidad de masa atómica) = Es, aproximadamente, la masa del átomo más ligero, el hidrógeno. Equivale a 1,661 x kilogramos Carga del electrón y el protón = 1,6 × 10−19 Culombios 

19 Caracterización del átomo
Número atómico (Z): el número de protones que tiene el núcleo. En el átomo neutro coincide con el número de electrones en la corteza. Todos los átomos del mismo elemento químico tienen igual número atómico. Por ejemplo, todos los átomos de oxígeno tienen Z = 8. Número másico (A): la suma de los neutrones y los protones. Se llama así porque la masa del átomo en uma es prácticamente igual a dicho número (porque neutrones y protones tienen masa 1 uma y los electrones masa casi despreciable)

20 Átomos e iones En los átomos el número de protones es igual al de electrones. Así resulta que el átomo no tiene carga eléctrica neta (es neutro), se compensan la carga negativa de los electrones con la carga positiva de los protones. Los átomos pueden perder o ganar con cierta facilidad electrones, formándose los denominados iones: Iones positivos o cationes: Se forman por la pérdida de electrones. Tienen tantas cargas positivas como electrones han perdido. Así, el Fe2+ es un átomo de hierro que ha perdido 2 electrones. Se llaman así porque van al cátodo en una disolución. Iones negativos o aniones: Se forman por la ganancia de electrones. Tienen tantas cargas negativas como electrones han ganado. Así el Cl– es un átomo de cloro que ha ganado un electrón. Se llaman así porque van al ánodo en una disolución.

21 Representación de los átomos
El átomo se representa por un símbolo o abreviatura del nombre del elemento (X) ,por su número atómico (Z) y su número másico (A): ZAX Conociendo el símbolo del elemento y sus números atómico y másico, es fácil determinar las partículas del átomo. Por ejemplo, para el carbono (146 C), que tiene Z = 6 y A = 14, tenemos 6 protones (Z = 6), 6 electrones y 8 neutrones (A – Z). Si el átomo no es neutro se indica su carga de esta manera: 146 C2+. Sería un átomo de carbono al que le faltan 2 electrones. Por tanto, tendría 6 protones, 14–6=8 neutrones y 6–2=4 electrones (se restan los 2 que le faltan, por eso tiene 2 cargas positivas). Si el átomo fuese el 818O2– tendría 8 protones, 10 neutrones y 10 electrones (los 8 del átomo neutro, tantos como protones, y los 2 de más que ha ganado).

22 Isótopos Todos los átomos del mismo elemento poseen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones en el núcleo. Sin embargo, el análisis de muchos elementos ha llevado a la conclusión de que algunos tienen diferente número de neutrones y por ello diferente número másico. Los átomos de un mismo elemento (tienen que tener el mismo número atómico) que tienen distinto número másico, es decir, distinta masa, se llaman isótopos. Por ejemplo, existen en la naturaleza tres átomos diferentes del hidrógeno: 11H,21H y 31H. Los tres tienen un único protón (Z=1), el primero no tiene neutrones, el segundo tiene 1 neutrón y el tercero tiene dos neutrones. A veces se representan los isótopos como el símbolo del elemento seguido del número másico (ej: Cl–35 y Cl–37, 3 isótopos del Cl). El número atómico de un elemento es fijo y a veces no se indica. Ahora podemos dar la definición exacta de u.m.a.: Inicialmente se tomó como la masa del átomo de hidrógeno, el más ligero de todo, pero hoy día se ha cambiado y se toma como la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. Es decir, un átomo de C-12 pesa exactamente 12 u.m.a. Viene a ser prácticamente igual a la definición antigua, de ahí lo de la doceava parte.

23 Masa atómica media En la tabla periódica se indica el número atómico de cada elemento y su masa atómica media, que es la suma de la masa de cada uno de los isótopos naturales que existen de ese elemento multiplicada por el porcentaje en que se encuentran en la naturaleza y todo ello dividido entre 100. Así, la masa atómica de los isótopos anteriores sería 35 u.m.a. y 37 u.m.a., aproximadamente y sabiendo que su riqueza natural es del 75% y del 25% respectivamente, podemos calcular la masa atómica media del cloro como: 35×75+37× =35,5 𝑢𝑚𝑎

24 La luz blanca Newton fue el primero en descubrir que cuando un rayo de luz blanca pasa por un prisma se divide en los colores del arco iris (refracción de la luz). Cada color es una frecuencia (o una longitud de onda). Y a cada color le corresponde una energía (mayor cuanto mayor es su frecuencia). Hoy sabemos que la luz blanca está compuesta por partículas denominadas fotones, cada uno con una energía (una frecuencia, un color)

25 Este es el espectro de la luz blanca, el llamado espectro continuo, ya que están todos
Los colores en orden.

26 Cuando calentamos una bombilla de filamento y hacemos pasar su luz por un prisma obtenemos el espectro continuo de la luz anterior. Sin embargo, cuando realizamos una descargar eléctrica sobre un elemento en estado gaseoso, la luz emitida por éste, al pasar por el prisma, sólo contiene algunos colores, algunas rayas. Es su espectros atómicos de emisión.

27 Si la sustancia es frágil se puede obtener su espectro haciendo pasar luz blanca a través de ella. Obtendremos un arco iris de colores y rayas negras que serían las que habrían aparecido al hacer el espectro de emisión. Es el denominado espectro atómico de absorción y vendría a ser el complementario del anterior.

28 El modelo de Rutherford no era capaz de explicar los espectros atómicos. Según la física clásica un electrón girando es una carga acelerada que emitiría una onda electromagnética de todas las frecuencias posibles e iría perdiendo energía con esa emisión hasta caer al núcleo. Para explicar los espectros se propone el modelo de Bohr.

29 Modelo atómico de Bohr Niels Bohr (1885 – 1962) propuso en 1913 un modelo que explicaba el espectro del hidrógeno. Los postulados en los que se fundamenta este modelo son 3: El electrón se mueve en una de las órbitas circulares permitidas alrededor del núcleo, debido a la atracción eléctrica de éste. En dichas orbitas el electrón ni emite ni absorbe energía. Se las denomina orbitas estacionarias. Las órbitas permitidas son aquellas que cumplen una determinada condición física (rmv=nh/2π). Cada órbita viene caracterizadas por un número entero n, denominado número cuántico principal ,que toma los valores 1,2,3,4, e indica el tamaño de la órbita y la energía del electrón en esa órbita (mayores ambos cuanto mayor es n).

30 Si el electrón está inicialmente en una órbita de energía E2, (porque ha sido excitado con una corriente eléctrica, por ejemplo) y pasa a una órbita más baja, de energía E1 (E2>E1), la energía perdida en el salto produce un fotón de una determinada energía (E2-E1) y por tanto de un determinado color (frecuencia), una raya en el espectro. (Espectro de emisión). Por el contrario le hacemos pasar un haz de luz blanca, compuesto por fotones de todos las energías posibles (colores), absorberá el que tenga una energía tal que coincida con la necesaria para pasar del nivel de energía E1 al E2 .Obtendremos un espectro continuo al que le faltan ciertas rayas(Espectro de absorción)

31 Explicación de los espectros atómicos

32 Refinamientos al modelo de Bohr
Pero el modelo de Bohr no sirve para explicar los espectros de átomos polielectrónicos. Cuando se obtienen espectros de hidrógeno con espectroscopios de alta resolución aparecen líneas desdobladas (estructura fina). Para interpretar esta estructura fina, Sommerfeld ( ) supuso que el electrón del átomo de hidrógeno podía girar también en órbitas elípticas. Esto le llevó a introducir otro número cuántico, relacionado con la forma de las órbitas. Por tanto la energía del electrón en las distintas órbitas viene determinada por el valor de esos dos números cuánticos. De esta forma pudo interpretarse la estructura fina. En 1896 Peter Zeeman (anterior a la teoría de Bohr) observó que cuando los átomos de un elemento se excitan en presencia de un campo magnético las líneas del espectro se desdoblan, lo que obligó a introducir un tercer número cuántico.

33 Modelo Mecánica Cuántica.
Erwin Schrödinger y Werner Heisenberg crearon la nueva mecánica cuántica de la que surgen como consecuencia de un tratamiento matemático los números cuánticos que caracterizan los estados energéticos posibles de los electrones en los átomos. Lo hicieron en 1927 y es, hasta hoy, la teoría definitiva. Se basa en 2 principios básicos: La hipótesis cuántica de Max Planck (1900): afirma que la energía de los cuerpos, al igual que la carga, esta cuantizada, compuesta de trozos muy pequeños a los que llamamos cuantos. Vendrían a ser los “átomos” de la energía. Sólo podemos conseguir “cuantos de energía”. Principio de incertidumbre de Heisemberg: Es imposible en un instante dado, determinar simultáneamente la posición y la velocidad de un electrón. Por eso no se puede hablar de trayectorias definidas del electrón, sino de zonas donde es muy probable encontrar al electrón, los ORBITALES

34 Orbitales En la modelo mecanocuántico del átomo desaparece el concepto de órbita y es sustituido por el de ORBITAL : Región del espacio en la que la probabilidad de encontrar el electrón es muy alta (se suele dibujar la zona de probabilidad >95% ). En cada orbital puede haber 1 o 2 electrones como máximo. Se designan mediante una letra que indica su forma: s, p, d, f Van en “pack”. El orbital s es único, el p es triple, el d es quíntuple y el f es séptuple.

35 Para indicar los orbitales se usa la siguiente denominación.
1º el nº cuántico principal n, que indica el tamaño y la energía del orbital. (n=1,2,3, …). Todos los orbitales con igual n serán del mismo nivel o CAPA. 2º una letra que indica la forma del orbital (y también influye en su energía). Las letras son s, p, d, f, …No usaremos más que estos 4 tipos de orbitales. Como hemos dicho antes, sólo hay un tipo de orbital s por nivel (al ser esférico), pero hay 3 tipos de orbitales p (px,py y pz), 5 de orbitales d y 7 de orbitales f. No insistiremos en el nombre de cada uno. En el nivel n=1 sólo hay orbitales s, en el n=2 hay s y p, en el n=3 hay 3 tipos de orbitales: s, p y d, y así sucesivamente. Así, en el nivel uno hay un orbital 1s, en el 2 hay un orbital 2s y 3 orbitales 2p, en el tercer nivel hay 9 orbitales (n2): un orbital 3s, 3 orbitales 3p y 5 orbitales d.

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38 Por último El orden de llenado no es por capas, sino por la energía de los orbitales. Se llenan de menor a mayor energía y el orden viene establecido, de manera aproximada, por el diagrama de Moeller. Aquí hay 2 versiones

39 Vamos llenando

40 Seguimos llenando

41 Iones Es igual, pero poniendo o quitando electrones: Especie Nombre
Conf. Electr. 9F Fluor 1s22s22p5 9F- Ion Fluor 1s22s22p6 8O Oxígeno 1s22s22p4 8O- anión oxigeno-1 8O2- Anión oxigeno-2 11Na Sodio 1s22s22p63s1 11Na+ catión sodio +1

42 Tabla periódica Todos los elementos de la naturaleza ordenados por nº atómico. ¿y por qué no se ponen en una larga tira?. Porque se observó que cada cierto nº de elementos se repiten las propiedades químicas de los elementos (valencia). Esos elementos con propiedades comunes son una familia y en la tabla periódica se ponen en la misma columna (igual columna=iguales propiedades)

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46 Períodos Asi se construye la tabla periódica, que contiene a día de hoy 7 filas o períodos y 18 columnas, llamadas familias o grupos. Los períodos, las filas, se numeran de la 1 a la 7 y por el motivo que veremos a continuación no todos son igual de largos, aunque todos empiezan por un metal alcalino y terminan en un gas noble. 1 Período muy corto, el 1º, con 2 elementos. 2 Períodos cortos, el 2º y 3º, con 8 elementos. 2 Períodos largos, el 4º y 5º, con 18 elementos 2 Períodos ultralargos, el 6º y el 7º (sin completar), que contienen además de los 18 que se ven los 14 situados debajo, denominados elementos de transición interna o tierras raras.

47 Familias Se denomina periódica porque los elementos colocados en la misma columna tienen propiedades químicas muy similares (la más importante, la valencia), es decir, las propiedades químicas se repiten periódicamente. Así, el Li, Na, K, Rb…, etc, son: metálicos, tienen valencia 1 y forman cationes monopositivos con facilidad. Se oxidan con mucha facilidad dando un oxido blanco. Reaccionan violentamente con el agua. Tienen un electrón en la última capa Forman la familia de los metales alcalinos. Los elementos situados en la misma columna, y por tanto, con propiedades químicas semejantes, se llaman familias.

48 Elementos representativos
Las familias más importantes son las 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 (la 18, los gases nobles, se usa como referencia, pues no forman compuestos y químicamente carecen casi de interés). Esas familias más importantes están formadas por los llamados elementos representativos, llamados así por el gran cambio de propiedades que hay al pasar de una familia a otra, a diferencia de los metales de transición (familias 3 a 12), que tienen todos propiedades similares, siendo más acusado en los metales de transición interna (Tierras raras, Lantánidos y Actínidos)

49 Grupos: Familias principales
Para llamar a las familias se usan números (del 1 al 18), aunque las más importantes tienen nombre propio que hay que aprender: Familia 1: Alcalinos: Li (litio), Na (sodio), K (potasio), Rb (Rubidio), Cs (Cesio) y Fr (Francio) Familia 2: Alcalino-Terreos: Be (Berilio), Mg (Magnesio), Ca (Calcio), Sr (Estroncio), Ba (Bario) y Ra (Radio) Familias 3 a 12: metales de transición. Forman todos una gran familia con propiedades muy similares, sin importar mucho su posición. De entre estos nos fijaremos en unos pocos que aparecen en multitud de compuestos químicos: Fe (Hierro), Co (Cobalto), Ni (Niquel), Cr (Cromo), Mn (Manganeso), Ag (Plata), Cu (Cobre), Zn (Zinc), Cd (Cadmio), Au (Oro), Hg (Mercurio) son los más importantes. Familia 13: Terreos: B (Boro) y Al (Aluminio) Familia 14: Carbonoideos: C (Carbono) y Si (Silicio) Familia 15: Nitrogenoideos: N (nitrógeno), P (fósforo), As (Arsénico) y Sb (Antimonio) Familia 16: Anfígenos: O (Oxígeno), S (Azufre), Se (Selenio) y Te (Teluro) Familia 17: Halógenos: F (Flúor), Cl (Cloro), Br (Bromo) y I (Iodo) Familia 18: Gases nobles: He (Helio), Ne (Neón), Ar (Argón), Kr (Kriptón), Xe (Xenón) y Rn (Radón)

50 Tablas: Historia: http://www.mcgraw-hill.es/bcv/tabla_periodica/
Historia:

51 Metales y no metales

52 Propiedades Metales No metales: Brillo Conducen electricidad y calor
Dúctiles (hilos) y maleables (láminas) Alta densidad Altos puntos de fusión (sólidos) Duros No metales: Gases u mates Aislantes eléctricos y caloríficos. Frágiles Baja densidad Bajos punto de fusión (gases) Blandos

53 Propiedad y configuración
Si escribimos las configuraciones electrónicas de los miembros de una familia nos llevaremos una sorpresa. Por ejemplo, alcalinos: 3Li: 1s22s1 11Na: 1s22s22p63s1 19K:1s22s22p63s23p64s1 37Rb:1s22s22p63s23p64s23d104p65s1 TODOS TERMINAN EN ns1 (n indica el período)

54 Otra familia Alcalino-terreos: 4Be: 1s22s2 12Mg: 1s22s22p63s2
20Ca:1s22s22p63s23p64s2 38Sr:1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 TODOS LOS ALCALINO-TERREOS ACABAN EN ns2

55 Otra Anfigenos: O: 1s22s22p4 S: 1s22s2sp63s23p4
Se: 1s22s22p63s23p64s23d104p4 TODOS LOS ANFÍGENOS ACABAN EN ns2 np4 (6 electrones en la última capa) Ojo: el 3d10 es de la capa anterior, aunque se llene después

56 Resumen

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58 Otro resumen 1 Alcalinos ns1 2 Alcalino-térreos: ns2 13 Terreos ns2np1
Grupo Nombre Última capa e- última capa 1 Alcalinos ns1 2 Alcalino-térreos: ns2 13 Terreos ns2np1 3 14 Carbonoideos ns2np2 4 15 Nitrogenoideos ns2np3 5 16 Anfígenos ns2np4 6 17 Halógenos ns2np5 7 18 Gases nobles: ns2np6 8

59 Estructura (configuración electrónica) y propiedades (posición tabla periódica)
Están íntimamente unidas. Un elemento tiene las propiedades química que tiene por su configuración electrónica externa. Es lo que un átomo “ve” de otro cuando se acercan para combinarse en un compuesto. Así, si un elemento tiene configuración electrónica acabada en 4s1 será un alcalino del 4º período y tendrá propiedades similares a los otros alcalinos.

60 Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 6 s2 6p3 Periodo: 6 Grupo del nitrógeno Periodo: 4 Grupo gases nobles Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 4s2 4p6 Periodo: 6 Metal de transición 4º columna Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 5d4 6 s2 Periodo: 7 Metal de transición interna (actínido) 3º columna Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine 7s2 5f3 6d1 Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 1s1 Periodo: 1 Grupo HIDRÓGENO

61 Propiedades periódicas
Tamaño del átomo Radio atómico Radio covalente Radio metálico Radio iónico Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad Carácter metálico.

62 RADIO ATÓMICO Se relaciona con el “tamaño” del átomo”
Es la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí. Puede ser: radio covalente (para no metales) radio metálico (para los metales)

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64 Variación en el radio atómico
- + - + En un mismo grupo: al bajar, aumentamos de periodo, por tanto de capa y el radio del átomo aumenta En un mismo periodo: al desplazarnos a la derecha, hay mayor número de protones en el núcleo, mayor atracción sobre los electrones de la corteza, menor radio atómico

65 Aniones y cationes

66 Un catión es mas pequeño que el átomo del que procede ya que al haber menos electrones se repelen menos. Incluso puede ocurrir una gran contracción en el átomo al perder una capa En los aniones, al entrar algún electrón de más aumentan las repulsiones entre cargas del mismo signo, los electrones, y aumenta el volumen atómico.

67 ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (EI)
“Es la mínima energía necesaria para extraer o arrancar un e– a un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental y formar un catión”. M (g)  M+ (g) + 1e- Es siempre positiva (proceso endotérmico, hay que “dar”) y se expresa en eV/átomo o en kJ/mol. Se habla de 1ª Energía de ionización (EI1), 2ª Energía de ionización (EI2), ... según se trate del primer, segundo, ... e– extraído. Los metales tienen una primera energía de ionización baja (cuesta poco arrancarles electrones). Los halógenos y gases nobles tienen una energía de ionización alta. La Energía de ionización aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por aumentar Z* y disminuir el radio. La Energía de ionización de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme.

68 + - - + Variación de la energía de ionización
Los metales alcalinos tiene menor energía de ionización (cuesta poco arrancar un electrón) Según bajamos en un grupo, los electrones externos “sienten” menos la atracción eléctrica de los protones del núcleo, es más fácil arrancarlos. La energía de ionización desciende al ir hacia abajo en un grupo

69 ELECTRONEGATIVIDAD(E.N.)
La electronegatividad (E.N.) mide la tendencia de un átomo en una molécula a atraer los e– del enlace hacía sí. La electronegatividad se determina comparando dos elementos: El oxígeno es más electronegativo que el azufre El azufre, más electronegativo que el carbono… Pauling estableció una escala de electronegatividades que varía entre el francio (el menos electronegativo) y el flúor (el más electronegativo) (0,7 para el francio y 4 para el flúor) Los elementos más electronegativos son el flúor y el oxígeno La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos. + - + -

70 - + + - CARÁCTER METÁLICO
Las propiedades de los metales están relacionada con: Brillo metálico, ductibilidad y maleabilidad, tendencia a formar cationes… El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en los grupos de los elementos representativos. - + + -