Estructura del átomo

Química. Estructura atómica. Reacciones químicas. Leyes ponderales y volumétricas. Modelo atómico Rutherford. Mecánica cuántica

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Las bases de la química

Leyes, hipótesis y teorías:

Ley: enunciado general que expresa ciertas repeticiones o regularidades de la realidad de la manera más exacta posible. Pueden ser empíricas, en cuanto contengan términos observables directamente o medibles con técnicas relativamente simples, o teóricas, atendiendo a que los términos implicados no son observables.

Hipótesis: Explicación provisional de unos hechos hasta que estos sean comprobados.

Teoría: Conjunto de hipótesis contrastadas que explica diversas leyes empíricas.

Modelos: Hipótesis y teorías que se formulan comparando el fenómeno estudiado con otro semejante pero más sencillo.

Leyes ponderales de las reacciones químicas:

Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton: Cuando 2 elementos se combinan entre sí, para dar dos o más compuestos, para una cantidad fija de uno de ellos, las cantidades que se combinan del otro mantienen una relación de números sencillos. Es decir, que teniendo dos o más compuestos diferentes, formados por los mismos elementos, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar esos compuestos están en una relación de números enteros sencillos.

Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier: En una reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

Ley de las proporciones definidas o ley de Proust: Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una proporción en peso fija.

Teoría atómica de Dalton:

Dalton supuso que la materia estaba formada por partículas infinitamente pequeñas, indivisibles e inalterables, a las que llamó átomos. Los postulados de su teoría atómica son:

  • Un elemento está constituido por átomos de la misma clase, todas idénticas en masa y propiedades.

  • Un compuesto está constituido por átomos de clase diferente, correspondientes a los elementos que lo forman. La relación numérica entre los átomos de clase diferente que forman el compuesto es constante.

  • En una reacción química, los átomos no cambian, sólo se agrupan de modo distinto a como estaban, originando así otras sustancias.

  • Esto cumple la ley de la conservación de la masa, ya que si los átomos que había sólo intercambian sus posiciones, no puede haber variación de la masa.

    Ley de Dalton de las presiones parciales:

    La presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si él solo ocupara el volumen total de la mezcla.

    Supuesto comportamiento ideal de los gases:

    A PA · V = nA · R · T

    B PB · V = nB · R · T Mezcla: PTotal · V= nTotal · R · T

    C PC · V = nC · R · T

    PTotal · V= nTotal · R · T (PA + PB + PC) · V= (nA + nB + nC) · R · T

    Leyes volumétricas:

    Poco después que la teoría de Dalton fuera enunciada, Gay Lussac halló que los volúmenes de los gases que intervenían en una reacción química estaban en una relación sencilla de números enteros sencillos.

    Avogadro trató de explicar la ley Gay Lussac dentro de la teoría atómica, y para ello sugirió la hipótesis de que 2 porciones de igual volumen (medidas en las mismas condiciones), de gases iguales o diferentes, contienen igual número de moléculas, habiendo 6'022·1023 moléculas por mol (NA). Por tanto, a igualdad de presión y temperatura, hay el mismo número de moléculas por unidad de volumen en todos los gases.

    Un mol de cualquier sustancia en estado gaseoso, ocupa el mismo volumen en idénticas condiciones, y si estas condiciones son las normales el volumen es de 22'4 Litros.

    Además Avogadro supuso que las moléculas de los gases elementales son diatómicas y no monoatómicas.

    Teoría cinético-molecular:

    El hecho de que todos los gases se comportaran de igual manera, hizo suponer que tenían una estructura semejante. La teoría cinética-molecular, basada en esta creencia, se asienta sobre 2 pilares:

  • Las moléculas de los gases están en incesante movimiento.

  • La temperatura es la manifestación externa de ese movimiento.

  • Por tanto las moléculas que forman un gas se encuentran en movimiento continuo, que depende del azar y está regido por leyes estadísticas. El volumen que ocupan es despreciable frente al volumen total del gas, que si ningún obstáculo se opone a ello, puede llegar hasta el infinito.

    La presión que ejerce un gas sobre las paredes de un recipiente se explica como resultado de los incesantes choques, y aumenta con la energía cinética y el número de moléculas.

    La temperatura depende de la rapidez con que se mueven sus moléculas, más concretamente de su energía cinética media ec = A · T. (A=cte.) Por tanto cuando halla una T=0º K, su energía cinética será 0.

    Esta teoría fue extendida también a sólidos y líquidos.

    • Sólidos: Las partículas están ordenadas, en contacto y oscilando entorno a posiciones concretas.

    • Líquidos: Las partículas están en contacto unas con otras y desordenadas.

    Los puntos de fusión y ebullición de una sustancia son una medida de la intensidad de las fuerzas de atracción entre sus partículas.

    En las disoluciones se puede considerar que las moléculas de solutos actúan en cierto modo como las de un gas, encerradas en volumen igual al de la disolución.

    Modelo atómico de Thomson:

    A lo largo del siglo XIX fueron realizándose experimentos que sugerían que la teoría atómica de Dalton estaba equivocada, y que el átomo era divisible.

    La confirmación de que el átomo era divisible vino del estudio de descargas eléctricas en los tubos de vacío, pues se observó una fluorescencia en la pared del tubo opuesta al cátodo, y se supuso que era producida por una radiación invisible que salía de éste (rayos catódicos). Pronto se supo que los rayos catódicos estaban constituidos de partículas cargadas negativamente.

    En 1891 Thomson, al medir la relación carga/masa de dichas partículas, encontró un valor más de 1000 veces superior que los ya conocidos para los iones. Thomson entonces pensó que los componentes de estos rayos no eran átomos con carga, sino partículas nuevas resultantes de la fragmentación del átomo: electrones.

    El modelo de Thomson considera el átomo como una esfera material de electricidad positiva, dentro de la cual se encuentran los electrones en número suficiente para que el conjunto resulte neutro. (Sandía).

    Modelo de Rutherford:

    En 1911 Rutherford descubrió que el átomo tenía un núcleo central en el cual se hallaba concentrada la totalidad de la carga positiva.

    Rutherford llegó a esta conclusión mientras investigaba la difusión de partículas alfa (iones de helio, He2+) en la materia. Rutherford estudió la dispersión (Variación que sufren las constantes físicas de un haz corpuscular u ondulatorio al atravesar un medio, debido a su interacción con las partículas que lo constituyen) de las partículas  en láminas metálicas delgadas, y encontró que algunas de ellas se desviaban con un ángulo superior a 90º, lo que era inexplicable según el modelo de Thomson. Estas grandes desviaciones de las partículas  sólo se podían explicar por un choque contra una partícula de gran masa y elevada carga positiva. Esto hizo suponer a Rutherford que toda la carga positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño gránulo donde residía, además, la casi totalidad de la masa: el núcleo. Además, los datos que tenía, hacían suponer que el núcleo era 10.000 veces menor que el átomo, por lo que éste era prácticamente hueco.

    Así el modelo atómico de Rutherford dice que la carga positiva del átomo está concentrada en un núcleo de tamaño reducido, mientras que la carga negativa, que se mueve alrededor del núcleo, queda distribuida dentro de una esfera cuyo radio es el radio atómico, y en cuyo centro se sitúa el núcleo positivo.

    Sin embargo este modelo tuvo que abandonarse por ciertos motivos:

  • No estaba de acuerdo con las leyes electromagnéticas clásicas, ya que estas afirmaban que toda partícula que se mueve pierde energía, por tanto los electrones acabarían precipitándose al núcleo.

  • No explicaba la existencia de los espectros atómicos.

  • Hechos

    Explicados por los modelos de:

    Dalton

    Thomson

    Rutherford

    Electrización por frotamiento

    No

    Corriente eléctrica

    No

    Existencia de iones

    Espectros atómicos

    No

    No

    Rayos catódicos

    Experiencia con partículas 

    No

    Espectros atómicos:

    Espectroscopía: ciencia que estudia las radiaciones electromagnéticas que emiten o absorben las sustancias.

    Espectro: radiación electromagnética, visible o invisible, que emite o absorbe una sustancia.

    La luz, al igual que cualquier radiación electromagnética, forma parte del espectro electromagnético, y es tan sólo una pequeña porción de la gama completa de ondas electromagnéticas. Cada una de estas ondas electromagnéticas se caracteriza por un determinado valor de la frecuencia () o de la longitud de onda (). Ambas magnitudes vienen relacionadas por la expresión (c es la velocidad de la luz: 3·108):

    c =  · 

    La hipótesis de Planck se basa en la teoría que la luz puede ser concebida, igualmente, como un chorro de partículas llamadas fotones (en los fenómenos de interacción con la materia). Además la energía (E) de un fotón depende de su frecuencia, según la ecuación de Planck (siendo h la cte. de Planck: 6'62·10-34 J · s):

    También se basa en que la energía transportada por una radiación es un múltiplo entero de la energía de un fotón.

    La consecuencia que deriva de los trabajos de Planck es que la luz está cuantizada y es emitida o absorbida por los átomos en “paquetes”, que son un múltiplo entero del cuanto de energía.

    Al hacer incidir un haz de luz blanca sobre un prisma de vidrio, esta se descompone dando un espectro continuo. Estructura del átomo

    Sin embargo, cuando analizamos la luz que emite un elemento al calentarlo obtenemos un espectro de emisión, formado por líneas, en vez de ser una banda continua. En ese espectro la longitud de onda de cada línea es propia del elemento que la produce. Para explicar el fenómeno de la emisión se supone que, al suministrar energía a una muestra de una sustancia, esa energía modifica de alguna forma la estructura de los átomos, que queda inestable. Cuando el átomo se desprende de ese exceso de energía, en forma de radiación, produce su espectro y vuelve a alcanzar su estabilidad.

    Si en vez de calentar el elemento, hacemos pasar todas las frecuencias de la radiación electromagnética a través de la sustancia que se va a estudiar y analizamos las frecuencias de la radiación que dicha sustancia absorbe obtenemos un espectro de absorción.

    Estos dos espectros, de emisión y de absorción, son espectros discontinuos, formado por rayas luminosas de frecuencias definidas separadas por zonas oscuras. Cualquier elemento en estado gaseoso, encerrado en un tubo de vacío al cual se le aplica una descarga eléctrica, se ilumina, y origina un espectro atómico propio.

    Estudiando el espectro del átomo de hidrógeno Rydberg descubrió que las líneas de su espectro formaban 5 series, de manera que existía una relación sencilla entre el número de onda de cada raya y determinados números enteros:

    En esta expresión RH es la constante de Rydberg de valor 1'097 · 107 m-1, siendo n2 el número entero que determina la serie y n1 el entero que corresponde a cada línea de la serie, siempre mayor que n2.

    Modelo atómico de Bohr:

    Bohr, intentando mejorar el modelo atómico de Rutherford, aplicó al modelo atómico de éste último las ideas cuánticas de Planck, y lo hizo aplicándolas específicamente al átomo de hidrógeno.

    El hecho de que los espectros estén formados sólo por ciertas frecuencias de luz, de energía determinada, sugería que el átomo sólo puede poseer unas pocas y determinadas energías, estando las demás prohibidas. Esto significa que el átomo está cuantizado.

    Bohr postuló que el electrón no puede girar a cualquier distancia del núcleo, sino en ciertas órbitas solamente. Como cada una tiene una energía diferente, las energías permitidas al electrón serán únicamente un número limitado. Así pues, cada átomo está caracterizado por un conjunto definido de niveles de energía: E1, E2, E3…

    Otra idea de Borh para explicar las variaciones de energía que puede experimentar el átomo es que el electrón puede pasar de una órbita a otra. Al suministrar energía al átomo, el electrón absorbe una cantidad precisa de esta, y salta a una órbita superior. Como la situación es inestable, el electrón termina cayendo a una órbita de menor energía, y emite la energía sobrante en forma de luz, de frecuencia dada por la ecuación de Planck (de esta manera se explican las líneas espectrales).

    Todas estas ideas Borh las concretó en forma de 3 postulados:

  • El electrón gira alrededor del núcleo en determinadas órbitas circulares (llamadas órbitas estacionarias porque no emiten energía) sin perder energía en forma de radiación. {En los estados estacionarios son aplicables las leyes de la mecánica cuántica}

  • (e: valor absoluto de la carga del electrón o del protón; r: radio de la órbita; m: masa del electrón; v: velocidad del electrón en la órbita).

  • Las órbitas posibles son aquellas en las que el electrón tiene un momento angular (momento de la cantidad de movimiento de un cuerpo que gira) múltiplo de entero de h/2.

  • (h: cte. de Planck; n: número entero 1, 2 , 3…)

    Eliminando v entre las expresiones del 1er y 2º postulado, y despejando r, se obtiene (siendo a0 = cte. = 5'29 · 10-11 m):

  • La energía liberada al caer el electrón a una órbita de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck. (B = cte. = - 2'18 · 10-18):

  • "E = Efinal - Einicial = h · 

    Aunque el modelo de Bohr justificó el espectro visible del hidrógeno, pronto surgieron dificultades. Por esto, Sommerfeld (1916) perfeccionó el este modelo considerando que las órbitas podían ser también elípticas. Aun así, este modelo Borh-Sommerfeld sólo pudo ser aplicado al átomo de hidrógeno y a iones con un solo electrón.

    n = 1 1 órbita circular

    n = 2 1 órbita circular 1 órbita elíptica

    n = 3 1 órbita circular 2 órbitas elípticas

    En 1885, Balmer ya había descubierto que las frecuencias de las líneas del espectro visible del hidrógeno respondían a la fórmula:

    Niveles de energía:

    Teniendo en cuenta los postulados de su modelo atómico, Bohr dedujo que las energías permitidas para el átomo de hidrógeno están relacionadas con los números enteros según la ecuación:

    (B= constante; n = 1, 2, 3…")

    A n se le llama número cuántico principal. Dándole valores a n se obtienen los diversos valores de energía.

    Cada nivel está formado por subniveles de energía, cada uno de los cuales se define por los valores de otro número cuántico: l.

    Si se aplica al átomo un campo magnético adecuado, se ponen de relieve 2 fenómenos:

  • Los subniveles se desdoblan en varios más (efecto Zeeman). Entonces, cada uno de estos viene definido por el valor de otro número cuántico: m.

  • El electrón se manifiesta como un minúsculo imán, pudiendo su pequeño campo magnético sumarse o bien ir en contra del aplicado. Un cuarto número cuántico s se refiere a una u otra posibilidad.

  • Inconvenientes del modelo de Borh:

    • Espectros de átomos polielectrónicos:

        • En los espectros de átomos polielectrónicos aparecen muchas más rayas que las que explica el modelo de Borh.

        • En presencia de campos magnéticos, se producen descubrimientos (efecto zeeman).

    • Existencia de órbitas estacionarias.

    • Segundo postulado del modelo atómico, pues establece unos límites para las órbitas sin explicar el porqué.

    -->Mecánica cuántica[Author:Mb]

    Hipótesis de De Broglie. Dualidad onda-partícula:

    Para aclarar el problema de la utilización de las hipótesis sobre la luz (ya que esta puede ser entendida como onda o como corpúsculos), Bohr propuso el principio de complementariedad: un experimento físico debe explicarse utilizando la teoría corpuscular o la teoría ondulatoria de luz, pero no ambas.

    En 1924, De Broglie llegó a la conclusión que la dualidad asociada a la naturaleza de la luz debía extenderse a la materia, especialmente a la los electrones. Afirmaba hipotéticamente que la longitud de onda asociada a una partícula material debía estar relacionada con su cantidad de movimiento, del mismo modo que están relacionadas esas dos magnitudes para un fotón:

    Por tanto para una partícula de masa m, que se mueve con velocidad v, la longitud de onda asociada vendría dada por:

    Fue De Broglie quien obtuvo el segundo postulado de Bohr, que establece la condición de cuantización del momento angular del electrón en una órbita estacionaria. Supuso que un electrón situado en una órbita estacionaria se manifiesta como onda estacionaria asociada a una órbita de radio r. En estas condiciones, la onda es estacionaria si la longitud de la circunferencia en que orbita el electrón contiene un número entero de longitudes de onda:

    De ese modo, con las 2 fórmulas anteriores, se obtiene el segundo postulado de Bohr:

    Principio de incertidumbre de Heisenberg:

    Al medir una magnitud física, perturbamos siempre su valor. Si queremos medir la posición y la cantidad de movimiento de un electrón debemos iluminarlo, y al hacerlo, la luz se dispersa y así medimos su posición a través de esa luz dispersada. Si utilizamos luz de onda , la difracción que sufre la luz permite fijar la posición con una incertidumbre que, en el mejor de los casos, es .

    Por otra parte, en el caso más simple, el electrón puede transferirle toda su cantidad de movimiento, o parte de ella, modificando la que inicialmente poseía el electrón.

    Heisenberg elaboró esa idea en el principio de incertidumbre o de indeterminación, que asegura que es imposible conocer simultáneamente la velocidad (o más exactamente la cantidad de movimiento) y la posición de una partícula con absoluta exactitud.

    Ecuación de ondas de Schrödinger:

    La ecuación de Schrödinger proporciona una serie de soluciones, llamadas funciones de onda,  (psi), cada una de las cuales describe una distribución espacial y una energía permitida para partículas submicroscópicas, como el electrón.

    Schrödinger, siguiendo la idea de De Broglie (que sugería que las órbitas y las energías estaban cuantizadas) pensó que el electrón en el átomo de hidrógeno está bajo ciertas restricciones impuestas por la atracción del núcleo. Por este motivo, la ecuación que describe el movimiento del electrón debía ser análoga a la de las ondas estacionarias. Esta ecuación de ondas es:

    En esta ecuación E es la energía total permitida para la partícula, y V la energía potencial de ésta en función de su posición, dada por las coordenadas: x, y, z.

    La ecuación de ondas tiene en cuenta la naturaleza dual del electrón, pues junto a la masa de este aparece la función de ondas, . La solución proporciona diversas funciones posibles, cada una de ellas con un valor determinado de E. Las funciones  dependen, a su vez, de ciertos números enteros (números cuánticos). Así pues, la cuantización de la energía y los números cuánticos son consecuencia de la ecuación, y no deben ser introducidos arbitrariamente.

    Modelo atómico de la mecánica cuántica:

    Órbita: Cada una de las trayectorias descrita por los electrones alrededor del núcleo.

    Orbital: Región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar un electrón.

    La ecuación de Schrödinger al átomo de hidrógeno proporciona un conjunto de funciones de onda que reciben el nombre de orbitales. Cada orbital se caracteriza por:

  • Tener una energía característica: Como la ecuación proporciona un conjunto de funciones de onda , cada una con una energía determinada, se deduce que la energía está cuantizada.

  • Describir una distribución espacial del electrón: Lo que marca la diferencia con el modelo de Bohr es la descripción del comportamiento del electrón. La ecuación de Schrödinger no determina la posición o trayectoria del electrón, sino la mayor o menor probabilidad de que este se encuentre en los diversos puntos alrededor del núcleo.

  • El electrón, en el átomo, más que una minúscula partícula, se interpreta como si estuviera disperso en forma de nube de carga negativa alrededor del núcleo. La densidad de la nube no es uniforme, sino que es más densa en unas zonas que en otras, coincidiendo este aumento de la densidad con la mayor probabilidad de encontrar un electrón en esa zona.

    Cada orbital indica una distribución diferente de la densidad electrónica en el espacio. Como es difusa se suele limitar por una superficie, quedando representados nítidamente su forma y su tamaño. En el volumen así encerrado existirá, pues, la máxima probabilidad de encontrar un electrón.

    Se puede decir que un orbital es una función de onda , aunque normalmente se emplea este término para referirse a su representación espacial.

    Variedades del núcleo atómico:

    El número de protones en el núcleo, llamado número atómico, es característico de cada elemento. Sin embargo, diferentes átomos de un elemento determinado pueden poseer números distintos de neutrones. Los átomos con el mismo número de protones pero con número diferente de neutrones reciben el nombre de isótopos. La suma de protones y neutrones se llama número másico.

    Números cuánticos:

    En el modelo de Bohr cada órbita, plana y circular, viene definida por n. En el modelo mecano-cuántico, cada orbital viene definido por tres números cuánticos; n, l, m:

    • Número cuántico principal, n: indica el nivel de energía. Todos los orbitales con el mismo valor de n están en la misma capa o nivel energético. De este número depende el volumen y la energía del orbital. (1…")

    • Número cuántico secundario o azimutal, l: indica el subnivel de energía que corresponde a un tipo de orbital. Estos orbitales vienen definidos por n: l = n - 1. De este número depende la forma del orbital.

    • Número cuántico magnético, m: describe la orientación espacial permitida para un mismo tipo de orbital. Puede ser: 2l + 1. De este número depende la orientación del orbital.

    Además de estos 3 números existe otro cuarto número que define al electrón, pero no a los orbitales:

    • Número cuántico de espín: se refiere a la posibilidad de que el minúsculo campo magnético del electrón se disponga en un sentido o en sentido contrario. Determina los dos sentido posibles para el giro de electrón sobre sí mismo. Valores -1/2 y +1/2.

    Para el átomo de hidrógeno, la energía está determinada sólo por el número n, sin embargo, para los átomos polielectrónicos, la energía viene dada por el número n y el número l. Esto explica que para átomos polielectrónicos haya más rayas en el espectro atómico y que éstas sean de distinta intensidad.

    Orbitales atómicos:

    Los diversos tipos de orbitales poseen una forma distinta, y vienen definido por los distintos valores de l.

    Los orbitales S son de simetría esférica, mientras que los P están extendidos a lo largo de una dirección. El centro de todos ellos coincide con la posición del núcleo.

    Aunque la forma es prácticamente la misma para todos los orbitales S, todos los orbitales P, etc., el volumen crece con el nivel de energía.

    Configuraciones electrónicas:

    La configuración electrónica indica como se distribuyen los electrones en los orbitales atómicos. Para ello, toma conciencia de tres reglas o principios:

    • Principio de mínima energía: Los electrones se colocan en los orbitales de menor energía.

    • Principio de exclusión de Pauli: Del estudio de los espectros se deduce que los electrones de un átomo no se acumulan todos en la primera capa. Siguiendo esta línea Pauli propuso el principio de exclusión: En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

    De aquí se extraen dos consecuencias:

  • En un orbital sólo puede haber, como máximo, dos electrones, que además han de tener espines contrarios.

  • En la primera capa puede existir un máximo de 2 electrones, en la segunda 8, en la tercera 18, en la cuarta 32, etc.

    • Principio de máxima multiplicidad de Hund: Si en un mismo subnivel hay disponibles varios orbitales, los electrones se colocan de modo que ocupan el mayor número de ellos, y además, con espines iguales o paralelos.

    Así, las configuraciones electrónicas para el nitrógeno, por ejemplo, son:

    N (Z=7): 1s2 2s2 2p3

    N (Z=7): 1s2 2s2 2p­x1 py1 pz1

    La notación utilizada para indicar la configuración electrónica de átomo consiste en la utilización de números representando los niveles, y exponentes representando el número de electrones que posee el orbital:

    Be (Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

    Para escribir la configuración electrónica de un elemento, debemos conocer su número atómico y el orden creciente de energía de los orbitales (dibujo).

    En el caso de un átomo de Z elevado, se suele utilizar la notación simplificada, que consiste continuar la configuración electrónica a partir del último gas noble que lo precede:

    Sn (Z=50): [Kr] 4d10 5s2 5p2

    Propiedades periódicas:

    Radio atómico: Define el tamaño de un átomo, considerándose estos como esferas, teniendo en cuenta que los valores obtenidos son aproximados, pues para calcularlos se mide la distancia existente entre núcleos de átomos enlazados.

    En una familia el radio atómico aumenta al aumentar Z (al bajar), ya que aumenta gradualmente el número de capas pobladas de electrones.

    En un periodo disminuye al aumentar Z. Esto se debe a que el nivel electrónico más externo es el mismo, pero la carga nuclear aumenta progresivamente (así como los electrones), produciéndose un aumento de las fuerzas de atracción.

    Energía de ionización: Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo aislado en su estado fundamental. El proceso da origen a la formación de un ion positivo o catión.

    En una familia, disminuye al aumentar Z, puesto que los electrones periféricos están cada vez más alejados del núcleo, y, además, son repelidos por los electrones interiores.

    En un periodo aumenta con Z, debido a la creciente carga nuclear y menor radio, ya que la atracción nuclear es mayor. Aun así hay algunas irregularidades correspondientes a los átomos con subniveles llenos o semillenos, que gozan de mayor estabilidad.

    Cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento más electropositivo o metálico será.

    Cuando a un átomo se le arranca un electrón su radio se contrae, debido a que las repulsiones entre electrones se hacen menos intensas y la carga nuclear, que es mayor que la carga de los electrones, atrae con mayor fuerza a los electrones restantes.

    La segunda energía de ionización de un elemento es siempre mayor que la primera.

    Afinidad electrónica: Energía que desprende un átomo cuando capta un electrón (Energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón).

    En un periodo aumenta hacia la derecha (por regla general), y en una familia aumenta al disminuir el radio, puesto que así el núcleo manifiesta con mayor poder su fuerza atractiva.

    Cuando un átomo capta un electrón, el ion negativo resultante posee un volumen mayor que el átomo neutro, pues el electrón capturado se ve sometido a las repulsiones de los ya existentes, y la fuerza nuclear se ve obligada a repartirse entre todos los electrones, haciéndose más débil.

    Para todos los halógenos la primera energía de afinidad electrónica es negativa (proceso exotérmico), pues estos tienen configuración electrónica ns2 np5, y añadiéndoles un electrón se consigue una configuración estable. Pero para los demás elementos, la 1ª energía de afinidad electrónica es desfavorable, y por lo tanto positiva (proceso endotérmico).

    Sin embargo, la segunda energía de afinidad electrónica es siempre desfavorable (proceso endotérmico), puesto que hay que vencer las fuerzas de repulsión entre electrones.

    Electronegatividad: La electronegatividad mide la mayor o menor atracción que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.

    Está íntimamente relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización, de manera que un átomo con alta afinidad electrónica y alta energía de ionización posee alta electronegatividad.

    Pauling, considerando las energías de los enlaces de los átomos, construyó una escala de electronegatividades, asignando a cada elemento un valor comprendido entre el 0 y el 4, siendo el flúor el átomo de mayor electronegatividad con valor 4.

    En un periodo la electronegatividad aumenta hacia la derecha, y en una familia hacia arriba.

    Los metales poseen pequeñas electronegatividades (elementos electropositivos), y los no metales electronegatividades mayores (elementos electronegativos).

    La electronegatividad es la propiedad que suele tomarse como base para establecer el carácter más o menos metálico de un elemento en relación con otro.

    El flúor es el elemento menos metálico, y el cesio el más metálico.

    Bases de la química y estructura del átomo 10

    Concepto de probabilidad de Born:

    Born planteó la idea de las ondas de probabilidad: cuanto más intensa es una onda en un punto del espacio, mayor es la probabilidad de que se pueda encontrar en él un cuanto absorbido.

    Monóxido de carbono

    Dióxido de carbono

    Estructura del átomo

    La presión del vapor del líquido tiene que ser igual a la presión de aire, que impide (como si fuera una tapadera) que escape el gas.

    P. aire

    P. agua

    -

    +

    +

    +

    +

    +

    -

    +

    -

    +

    -

    -

    +

    +

    -

    -

    -

    -

    +

    -

    -

    -

    según el modelo de Thomson

    según el experimento de Rutherford

    

    

    Para medir la temperatura de una reacción química se usa un termómetro. Al introducirlo en el sistema se produce una transferencia de energía entre ambos, por lo que varía la temperatura. En este ejemplo también hay q cierta cantidad de s incertidumbre.

    z

    z

    z

    x

    x

    x

    y

    y

    y

    l = 0 Orbital S.

    l = 1 Orbital P.

    l = 3 Orbital F.

    l = 2 Orbital D.

    Estructura del átomo

    1s

    2s

    3s

    4s

    5s

    6s

    7s

    2p

    3p

    4p

    5p

    6p

    7p

    3d

    4d

    5d

    6d

    5f

    4f

    Variación del radio atómico

    Estructura del átomo

    Gas A

    Gas B

    Gas C

    Diagrama de niveles de energía para el átomo de hidrógeno

    n="

    n =5

    n =4

    n =3

    n =2

    n =1

    Serie Paschen

    Serie Balmer

    Serie Lymann

    E

    Modelo atómico de Rutherford

    n="

    E

    2ª E.I.

    E

    1ª E.I.

    E

    Electrón de valencia

    Catión

    Átomo neutro

    Variación de la primera y segunda energía de ionización