UNIDAD 1: EL ÁTOMO Y EL SISTEMA PERIÓDICO

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1 UNIDAD 1: EL ÁTOMO Y EL SISTEMA PERIÓDICO
FÍSICA Y QUÍMICA 4º DE E.S.O. 1er TRIMESTRE UNIDAD 1: EL ÁTOMO Y EL SISTEMA PERIÓDICO U 1_3_EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO

2 Bloque 2. La materia Modelos atómicos. Sistema Periódico y configuración electrónica Criterios de evaluación y Estándares de aprendizaje evaluables 1. Reconocer la necesidad de usar modelos para interpretar la estructura de la materia utilizando aplicaciones virtuales interactivas para su representación e identificación. CMCT, CD, CAA. 1.1. Compara los diferentes modelos atómicos propuestos a lo largo de la historia para interpretar la naturaleza íntima de la materia, interpretando las evidencias que hicieron necesaria la evolución de los mismos. 2. Relacionar las propiedades de un elemento con su posición en la Tabla Periódica y su configuración electrónica. CMCT, CAA. 2.1. Establece la configuración electrónica de los elementos representativos a partir de su número atómico para deducir su posición en la Tabla Periódica, sus electrones de valencia y su comportamiento químico. 2.2. Distingue entre metales, no metales, semimetales y gases nobles justificando esta clasificación en función de su configuración electrónica. 3. Agrupar por familias los elementos representativos y los elementos de transición según las recomendaciones de la IUPAC. CMCT, CAA 3.1. Escribe el nombre y el símbolo de los elementos químicos y los sitúa en la Tabla Periódica.

3 Limitaciones del modelo de Bohr
3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO Limitaciones del modelo de Bohr Esas evidencias hicieron necesaria la evolución del modelo de Bohr En 1924 Louis de Broglie había introducido la idea de que las partículas, tales como los electrones, se podrían describir no sólo en forma de partículas, sino también como ondas Una partícula ocupa un lugar en el espacio y tiene masa, mientras que una onda se extiende en el espacio caracterizándose por tener una masa nula

4 Limitaciones del modelo de Bohr
3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO Limitaciones del modelo de Bohr Esas evidencias hicieron necesaria la evolución del modelo de Bohr El principio de incertidumbre Heisenberg establece la imposibilidad de que determinados pares de magnitudes físicas sean conocidas con precisión. Por ejemplo, no podemos saber a la vez la posición de un electrón y su energía Por lo tanto no es posible asignar una trayectoria definida a una partícula. Sí se puede decir que hay una determinada probabilidad de que la partícula se encuentre en una determinada región del espacio en un momento determinado.

5 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
El modelo mecano-cuántico tiene en cuenta todo lo anterior, introduciendo el concepto de ORBITAL ATÓMICO Un orbital atómico es una zona en la que existe una elevada probabilidad de encontrar al electrón con una determinada energía

6 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
El modelo mecano-cuántico tiene en cuenta todo lo anterior, introduciendo el concepto de ORBITAL ATÓMICO Un orbital atómico es una zona en la que existe una elevada probabilidad de encontrar al electrón con una determinada energía

7 El modelo mecano-cuántico
Orbitales y quarks

8 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.1. ORBITALES ATÓMICOS Para describir la energía, el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo se utilizan un conjunto de números llamados números cuánticos: - número cuántico principal, (n), - número cuántico secundario (l), y - número cuántico magnético (ml). Se utiliza un cuarto número cuántico relacionado con el sentido de giro del electrón. - número cuántico de espín (s) El modelo de Bohr ya utilizaba un número cuántico (n) para describir la distribución de electrones en el átomo de forma cuantizada

9 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.1. ORBITALES ATÓMICOS

10 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.1. ORBITALES ATÓMICOS NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS El número cuántico principal (n) describe la energía y el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales de la capa para la que n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n= 1, 2, 3, 4, etc. n=1 n=2 n=3

11 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
Dentro de una capa pueden existir orbitales con diferentes energías. Existen diferentes subniveles energéticos El número cuántico secundario (l) describe la energía de un determinado subnivel energético dentro de la misma capa y la forma del orbital atómico. n=1 l=0 Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=4, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3. En la primera capa, n=1, por lo que l=n-1= 1-1 = 0 Si l= 0, se tiene un orbital de tipo s

12 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
Dentro de una capa existen orbitales con diferentes energías. Existen diferentes subniveles energéticos En el segundo nivel, n=2, por lo que l=0 y l= 1 Cuando l=0 se tiene un orbital de tipo s Cuando l= 1, se tiene un orbital de tipo p n=2 l=0 l=1 l=1 l=1 (Veremos posteriormente que existen tres orbitales de tipo p)

13 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
Dentro de una capa existen orbitales con diferentes energías. Existen diferentes subniveles energéticos l=0 l=1 l=1 En el tercer nivel, n=3, por lo que l=0, l = 1 y l = 2 Cuando l=0 ,orbital de tipo s. Cuando l= 1, orbital de tipo p Cuando l= 2, se tiene un orbital de tipo d n=3 l=1 l=1 l=1 l=0 l=2 l=2 l=2 l=2 l=2

14 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=4, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3. Se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como: l = 0 orbital s (sharp) l = 1 orbital p (principal) l = 2 orbital d (diffuse) l = 3 orbital f (fundamental)

15 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=4, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3. Se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como: l = 0 orbital s (sharp) l = 1 orbital p (principal) l = 2 orbital d (diffuse) l = 3 orbital f (fundamental)

16 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=4, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3. Se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como: l = 0 orbital s (sharp) l = 1 orbital p (principal) l = 2 orbital d (diffuse) l = 3 orbital f (fundamental)

17 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=4, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3. Se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como: l = 0 orbital s (sharp) l = 1 orbital p (principal) l = 2 orbital d (diffuse) l = 3 orbital f (fundamental)

18 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=0, el único valor posible de ml va desde -0 a +0. Es decir, ml=0. l=0 l=1 l=2 Una esfera sólo tiene una única orientación espacial ml=-1 ml=-2 ml=-1 ml=+1 ml=0 ml=0 ml=+2 ml=0 ml=+1

19 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=1, los valores posibles para m son: ml=-1, 0, 1. l=0 l=1 l=2 Los orbitales p pueden orientarse en las tres direcciones del espacio ml=-1 ml=-2 ml=-1 ml=+1 ml=0 ml=0 ml=+2 ml=0 ml=+1

20 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2. l=0 l=1 l=2 Los orbitales d pueden orientarse en 5 direcciones diferentes ml=-1 ml=-2 ml=-1 ml=+1 ml=0 ml=0 ml=0 ml=0 ml=+1 ml=+2

21 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO

22 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
7 tipos de orbitales f 5 tipos de orbitales d CUARTO NIVEL 3 tipos de orbitales p 1 único tipo de orbital s

23 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores para el electrón: +1/2 y -1/2.

24 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO

25 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Se llama configuración electrónica a la expresión que nos indica cómo están distribuidos los electrones en la corteza de un átomo

26 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Se llama configuración electrónica a la expresión que nos indica cómo están distribuidos los electrones en la corteza de un átomo Para ello es necesario saber cómo se van colocando los electrones en las distintas capas y órbitales. Ese orden viene dado por un conjunto de reglas sencillas: - El Principio de AUFBAU. - El Princippio de exclusión de Pauli - El Principio de máxima multiplicidad de Hund

27 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA El Principio de AUFBAU. En el estado fundamental, los electrones ocupan los orbitales disponibles de menor energía posible.

28 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA El Principio de AUFBAU. En el estado fundamental, los electrones ocupan los orbitales disponibles de menor energía posible. ¿No hay una manera sencilla de acordarse del orden de llenado de los orbitales?:

29 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA El Principio de AUFBAU. Una manera sencilla de acordarse de llenado de los orbitales:

30 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA El Principio de AUFBAU. En el estado fundamental, los electrones ocupan los orbitales disponibles de menor energía posible. Configuración electrónica del hidrógeno 1 s1

31 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA El Principio de Exclusión de Pauli En un átomo no puede haber dos electrones con las mismas características. Es decir, no puede haber dos electrones con los mismos número cuánticos. n=1 n=1 s=+1/2 Orbital 1s l=0 Flecha hacia arriba ml=0

32 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA El Principio de Exclusión de Pauli En un átomo no puede haber dos electrones con las mismas características. Es decir, no puede haber dos electrones con los mismos números cuánticos. n=1 n=1 s=-1/2 Orbital 1s l=0 Flecha hacia abajo ml=0

33 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Configuración electrónica del helio: 1 s2 En el estado fundamental, los electrones ocupan el orbital 1s, por ser el orbital disponible de menor energía posible. En él podemos poner dos electrones con espines diferentes (Principio de AUFBAU/Principio de Exclusión de Pauli)

34 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Configuración electrónica del litio: Dos posibilidades Li: 1s3 ¿Cuántos electrones puede haber como máximo en un orbital? Li: 1s2 2s1

35 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Configuración electrónica del litio: El número máximo de electrones que pueden ocupar un orbital es dos. Si hubiera un tercer electrón, tendría las mismas características que alguno de los dos anteriores. Tendría sus cuatro números cuánticos iguales a alguno de los electrones que ya están en ese orbital. Esto iría en contra del Principio de Exclusión de Pauli Li: 1s2 2s1

36 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Halla la configuración electrónica del Be y del B: Boro [Be]= 1s2 2s2 [B]= 1s2 2s2 2px1 py0 pz0

37 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Principio de máxima multiplicidad de Hund Si un elemento tiene dos electrones con la misma energía, se sitúan de la forma más diferente posible para evitar repulsiones electrón-electrón. Los electrones de la misma energía tienden a estar desapareados Configuración electrónica del carbono: Dos posibilidades [C]= 1s2 2s2 2px2 py0 pz0 [C]= 1s2 2s2 2px1 py1 pz0

38 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Principio de máxima multiplicidad de Hund Si un elemento tiene dos electrones con la misma energía, se sitúan de la forma más diferente posible para evitar repulsiones. Los electrones de la misma energía tienden a estar desapareados Configuración electrónica del carbono: Dos posibilidades [C]= 1s2 2s2 2px1 py1 pz0

39 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Halla las configuraciones electrónicas de: N, O, F, Ne. [N]= 1s2 2s2 2px1 py1 pz1 [O]= 1s2 2s2 2px2 py1 pz1 [F]= 1s2 2s2 2px2 py2 pz1 [Ne]= 1s2 2s2 2px2 py2 pz2 Realiza los ejercicios de este enlace

40 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Comparación de la configuración electrónica de un catión y su átomo neutro [Li]= 1s2 2s1 [Li+]= 1s2 Comparación de la configuración electrónica de un anión y su átomo neutro [F]= 1s2 2s2 2px2 py2 pz1 [F-]= 1s2 2s2 2px2 py2 pz2

41 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Hallar la configuración electrónica de los elementos del tercer periodo de la tabla periódica Z = Sodio, Na: s22s22p63s1 Z = Magnesio, Mg: 1s22s22p63s2 Z = Aluminio, Al: s22s22p63s23p1 Z = Silicio, Si: s22s22p63s23p2 Z = Fósforo, P: s22s22p63s23p3 Z = Azufre, S: s22s22p63s23p4 Z = Cloro, Cl: s22s22p63s23p5 Z = Argón, Ar: s22s22p63s23p6

42 Hallar la configuración electrónica de los elementos siguientes.
3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO 3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Hallar la configuración electrónica de los elementos siguientes. Z = Potasio K: s22s22p63s23p64s1 Z = Escandio Sc: s22s22p63s23p64s23d1 Z = Titanio Ti: s22s22p63s23p64s23d2 Z = Hierro Fe: s22s22p63s23p64s23d6 Z = Galio Ga: s22s22p63s23p64s23d104p1 Z = Kriptón Kr: s22s22p63s23p64s23d104p6 Z = Rubidio Rb: s22s22p63s23p64s23d104p65s1 Z = Xenón Xe: s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6

43 ¿Hay alguna manera sencilla de expresar esas configuraciones?
3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO 3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Habrás observado que hallar la configuración electrónica de elementos con un elevado número de electrones puede ser tedioso. ¿Hay alguna manera sencilla de expresar esas configuraciones? [Las configuraciones de los gases nobles se pueden tomar como referencia y sólo hay que añadir los orbitales nuevos] [He]= 1s2 Los dos electrones en el gas noble helio (número atómico 2) están apareados, y el orbital de n = 1 está lleno. [Ne]= 1s s2 2px2 py2 pz2 Todos los electrones en el gas noble neón (número atómico 10) están apareados, y todos los orbitales con n = 1 y n = 2 están llenos. [Na]= 1s s2 2px2 py2 pz s1 [Na]= [Ne] 3s1

44 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO
3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA [Las configuraciones de los gases nobles se pueden tomar como referencia y sólo hay que añadir los orbitales nuevos] Z = Xenón Xe: s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 Z = Cesio Cs: [Xe] 6s1 Z= Platino Pt: [Xe] 4f145d96s1 Utilizando los ejemplos anteriores, proporciona de manera abreviada la configuración electrónica del Fe (Z=26) y del Mb (Z=42) Fe: [Ar] 4s2 3d6 Mb: [Kr] 5s1 4d5

45 ELECTRONES DE VALENCIA
3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO 3.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ELECTRONES DE VALENCIA Se llaman electrones de valencia a los electrones que ocupan el último nivel energético Z = Magnesio, Mg: 1s22s22p63s2 Z = Silicio, Si: s22s22p63s23p2 Z = Cloro, Cl: s22s22p63s23p5 Z = Galio Ga: s22s22p63s23p64s23d104p1

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