Propiedades atómicas

Odas materiales. Ondas electromagnéticas. Espectros. Thomsom. Rutherford. Zeeman. Principio de incertidumbre. Clasificación periódica. Notación química

  • Enviado por: Mary
  • Idioma: castellano
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Tema 2 Propiedades atómicas

  • Las ondas materiales son las ondas que necesitan de algún medio material para desplazarse (el sonido no se desplaza en el vacío).

  • Las ondas electromagnéticas tienen un componente eléctrico y otro magnético y no necesitan ningún medio material para que se propaguen, aunque también pueden desplazarse a través de algún medio material. Los físicos y químicos hablan de las radiaciones electromagnéticas que son la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas.

  • Frecuencia

    Ondas electromagnéticas

    Alta

    Rayos gamma

    Rayos X

    Ultravioleta

    Violeta

    Luz Visible

    Rojo

    Infrarrojo

    Microondas

    Baja

    Radiofrecuencia (TV y ondas de radio)


    Los espectros son el resultado de separar una radiación electromagnética en las diferentes longitudes de onda que la componen y se realizan mediante los espectroscopios. Pueden ser recogidos en películas fotográficas.

      • Curiosidad: En 1666, Newton hizo pasar un haz de luz natural a través de un prisma óptico obteniendo una banda muy semejante a una porción de arco iris.

      • Cuando se calienta un gas mediante descargas eléctricas o se le suministra una radiación electromagnética, la luz emitida por este gas en incandescencia produce un espectro (atómico) de rayas que es característico de cada elemento, es decir, todo elemento produce un espectro que es único y mediante el espectro podemos conocer que elemento es.

    Espectro del átomo de hidrógeno

    • El modelo atómico de Thomson (1904), fue el primer modelo atómico, y proponía que el átomo está formado por una esfera con carga positiva uniforme y en cuyo interior se encontraban incrustados los electrones necesarios para que el conjunto fuese eléctricamente nulo. Fue el primero que descubrió los electrones.

    Modelo atómico de Thomson

    • Rutherford (1911) bombardeó una lámina metálica con partículas (son núcleos de helio con carga positiva, que proceden de un elemento radiactivo como el radio o el polonio) y cual fue su sorpresa (en contra del modelo atómico de Thomson) que la mayor parte de las partículas atravesaban la lámina sin apenas desviarse, lo que sugería que la materia estaba prácticamente vacía (ahora se ha demostrado que la materia es discontinua, hay huecos entre las partículas que la forman) y un pequeño número de partículas rebotaban, por lo que consideró que tanto la carga positiva como la masa se encontraba en una parte muy pequeña del átomo que lo llamó núcleo (todavía no se han descubierto los protones) y sugiere que los electrones deben moverse alrededor del núcleo y en número suficiente para neutralizar la carga positiva. Como la masa de los átomos era mayor que el número de protones, Rutherford tuvo que suponer que en los núcleos existían otras partículas pesadas pero sin carga eléctrica, que las llamó neutrones. Hasta 1932 no fue descubierto el neutrón experimentalmente.

      • Para Rutherford, el átomo era como un pequeño sistema planetario y consideraba que la fuerza de atracción con la que el núcleo atraía a los electrones estaba compensada por la fuerza centrífuga.

      • Este modelo, correcto desde el punto de vista de la Mecánica Clásica, presentaba dos limitaciones:

        • Si los electrones giran alrededor del núcleo, de acuerdo con la Teoría Electromagnética, deben emitir energía radiante y al agotarse dicha energía el electrón se precipitaría sobre el núcleo. Su átomo era inestable.

        • No es capaz de explicar los espectros atómicos de rayas. Para Rutherford, la energía podía tomar cualquier valor en el átomo. Su átomo era enérgicamente continuo.

    • Teoría cuántica de Planck (1900): intentando explicar la radiación electromagnética emitida por los cuerpos a temperatura elevada para ser luminosos, estableció la hipótesis de que la energía de los átomos o moléculas radiantes del cuerpo era emitida o absorbida de modo discontinuo en forma de cuantos o fotones (Einstein formuló que la energía además se propaga de forma discontinua)

      • Nota: Los cuantos o fotones de energía radiante son tan pequeños que la luz nos parece continua, de manera análoga a lo que ocurre con la materia, pero ambas son discontinuas.

    • Bohr (1913) propuso un nuevo modelo atómico con el que trataba de explicar los espectros atómicos y ofrecer soluciones al modelo atómico de Rutherford, apoyándose en la teoría cuántica de Planck. Los siguientes postulados eran para explicar el átomo de hidrógeno (tiene un solo electrón):

      • Los electrones giran alrededor del núcleo solamente ciertas en órbitas, de modo que cuando un electrón se mueve en ellas no emite energía radiante. Estas órbitas se llaman órbitas o niveles estacionarios. Al no emitir energía, la velocidad del electrón no varía y no se acerca al núcleo.

      • Aunque es posible imaginar al electrón girando a cualquier distancia del núcleo, sólo son posibles ciertas órbitas que dependen de un número “n”, llamado número cuántico principal, que coincide con el número de orden de la órbita según su posición con respecto al núcleo. El valor de este número cuántico es n = 1, 2, 3, 4….

        • Los niveles estacionarios o energéticos u órbitas se etiquetan mediante el número cuántico principal. Los niveles de mayor energía son los más alejados del núcleo.

        • A medida que aumenta n, la distancia al núcleo y la energía va aumentando.

        • El estado fundamental de un átomo es aquél en el que se encuentra estable y con el nivel más bajo de energía. Cuando se le suministra energía deja de ser estable y los electrones pasan a niveles energéticos superiores. Cuando dejan de estar excitados los átomos vuelven rápidamente a su estado fundamental.

      • En estado normal, un átomo no emite energía. Cuando a un átomo se le excita, suministrándole energía en forma de calor o mediante una radiación electromagnética, los electrones, absorbiendo energía, saltan a un nivel energético superior. En este momento el átomo es inestable y tiende a su estado fundamental, de forma que el electrón vuelve a niveles energéticos inferiores emitiendo energía en forma de luz (esta liberación de energía es la que se manifiesta en las rayas de los espectros atómicos).

    • Las limitaciones del modelo atómico de Bohr son las siguientes:

      • No era capaz de explicar los espectros de los átomos polielectrónicos (varios electrones).

      • No explicaba el hecho de que muchas líneas espectrales fueran múltiples. Los espectroscopios fueron avanzando y lo que parecía una raya muy gorda en el espectro eran varias rayas más finas.

      • No explicaba porque unas rayas eran más intensas que otras. Esto suponía que ciertas transiciones eran más probables que otras.

    • Cuando se construyeron espectroscopios con mayor poder resolutivo, lo que se consideraba como una raya gruesa aparecía ahora desdoblada en varias rayas finas. Sommerfeld (1915) dedujo que en un mismo nivel energético debían existir electrones con niveles de energía distintos, llamados subniveles o subórbitas energéticas y que los electrones describirían órbitas circulares y elípticas. Se necesita un segundo número cuántico para decir a que subnivel energético pertenece el electrón y la forma de este subnivel. Este número cuántico es el número cuántico secundario o azimutal l y nos informa además de la excentricidad de la elipse. Los valores de este número cuántico están determinados por el valor de n y entonces l = 0, 1,…, n-1.

    • Por otra parte, Zeeman observó que cuando un átomo era sometido a un campo magnético aparecían nuevas rayas en el espectro, que son debidas a la distinta orientación que sufren los subniveles elípticos en el espacio. Se introduce el número cuántico magnético m que caracteriza la orientación en el espacio de las subórbitas. Los valores de este número cuántico están determinados por el valor de l y entonces m = -l,…, 0,…,l. por lo tanto hay 2l+1 orientaciones en el espacio.

    • La Mecánica Cuántica fue desarrollada por Heisenberg y por Schrödinger, y es una teoría matemática cuyos resultados s pueden aplicar a las propiedades atómico-moleculares.

    • Principio de dualidad onda-corpúsculo: Luis de Broglie (1924) llegó a la conclusión de que toda la materia, por tanto cualquier partícula (electrones) en movimiento, presenta una dualidad de onda y corpúsculo (partícula), es decir, un electrón podemos considerarle o como una onda o como una partícula.

      • La luz tiene se comporta como una onda y como un corpúsculo.

      • En la vida cotidiana, cualquier cuerpo en movimiento llevaría una onda asociada, pero nosotros no lo apreciamos, sin embargo, en las partículas atómicas los fenómenos ondulatorios son apreciables.

    • Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927): es imposible conocer con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula.

    • Así, deja de tener sentido el concepto de órbita (plana) en el átomo de Bohr y va a ser sustituido por el de orbital, para designar una región del espacio, alrededor del núcleo atómico, en la que es muy probable encontrar al electrón

    • Schrödinger (Mecánica Cuántica), dio un nuevo modelo atómico basándose en los principios de dualidad-corpúsculo y de incertidumbre y halló una ecuación de ondas, partiendo del principio de dualidad, que permitía describir el movimiento del electrón. Cuando se intenta resolver dicha ecuación, se observa que sólo tiene solución para determinados valores de energía y que depende de ciertos números enteros (¡¡¡ que coinciden con los números cuánticos de Bohr!!!). Por el principio de incertidumbre, se introduce el concepto de orbital: zona del espacio alrededor del núcleo atómico donde resulta más probable encontrar el electrón, es decir, como no se puede saber la posición y la velocidad del electrón se define una región en la que es probable encontrarlo, y esta probabilidad me la determina las soluciones de la ecuación (que son funciones) y que dependen de los tres números cuánticos. Fue necesario introducir un cuarto número cuántico, llamado número cuántico de spin s, y su significado fue el de atribuir al electrón las propiedades de una partícula que gira sobre sí misma. Este es el modelo atómico actual.

    • He leído que a los químicos y a los físicos no les importa donde se encuentra el electrón ni su velocidad, sólo les importa la cantidad de energía que tiene (hay fórmulas para calcular esta energía)

    Evolución de los modelos atómicos

    Representación de los orbitales

    Estructura electrónica: principios de construcción, de exclusión de Pauli y de máxima multiplicidad de Hund

    • El modelo atómico actual se debe a Schrödinger. Este modelo se basa en:

      • La teoría desarrollada por la Mecánica Cuántica.

      • Principio de dualidad onda-corpúsculo(Luis de Broglie)

    Luis de Broglie emite la hipótesis de que todo cuerpo en movimiento presenta una onda asociada, en particular el electrón. Es decir:

    “A un electrón se le puede considerar como una onda o como una partícula (corpúsculo) según el experimento que se realice”.

    Hasta la luz tiene esta propiedad (es onda y es partícula)

      • Principio de incertidumbre de Heisenberg

    “Es imposible determinar simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de un electrón”.

    En el mundo macroscópico es posible calcular con exactitud, mediante las leyes de la Mecánica Clásica, la posición y velocidad que un cuerpo en movimiento (planetas, coches, balas de fusil) tendrá en un instante dado, si conocemos las fuerzas que actúan sobre él. Esto mismo no puede hacerse en el mundo microscópico.

    • Si el electrón presenta un comportamiento ondulatorio, Schrödinger expresó al electrón mediante una ecuación, llamada ecuación de ondas.

      • Las soluciones de esta ecuación dependen de unos ciertos valores de energía y de tres números enteros, llamados números cuánticos (n, l, m).

      • Estas soluciones se llaman funciones de ondas y se representan por la letra griega (psi). Pues bien, es la región del espacio, alrededor del núcleo atómico, donde es más probable encontrar al electrón y se llama orbital atómico. Los orbitales se representan en el espacio mediante superficies cerradas, dentro de las cuales hay una probabilidad entre un 95% y un 99% de encontrar el electrón.

        • Un orbital es una probabilidad de encontrar al electrón en su movimiento alrededor del núcleo y en ningún momento nos dice cómo realiza ese movimiento, ni dónde está situado ni la velocidad que tiene.

    • Los números cuánticos y su significado son:

      • Número cuántico principal (n)

        • Puede tomar los valores 1, 2, 3,…

        • Representa el nivel energético (energía del electrón) y el tamaño de los orbitales. Cuánto mayor es n mayor es la energía y el tamaño de los orbitales.

      • Número cuántico secundario o azimutal (l)

        • Para cada valor de n, l puede tomar los valores 0, 1,…, n-1. Cada valor de l se le llama subnivel energético u orbital, por lo que los niveles energéticos se dividen en subniveles.

        • Representa la forma del orbital.

      • Número cuántico magnético (m)

        • Para cada valor de l, m puede tomar los valores -l,…, 0,…, l.

        • Representa la orientación del orbital en el espacio.

      • Número cuántico de spin (s)

        • Puede tomar los valores ó .

        • Representa el giro del electrón sobre sí mismo.

    Tipo de orbital

    Nº cuánticos del orbital

    Nº total de orbitales

    Nº máximo de electrones

    l = 0 (s)

    m = 0

    1 orbital

    2

    l = 1 (p)

    m =-1, 0, 1

    3 orbitales

    6

    l = 2 (d)

    m =-2, -1, 0, 1, 2

    5 orbitales

    10

    l = 3 (f)

    m =-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

    7 orbitales

    14

    • Un orbital queda definido por la tripleta de números cuánticos (n, l, m).

    • Un electrón queda definido por la cuaterna de números cuánticos (n, l, m, s).

    • Un orbital se representa mediante un número que indica el nivel energético, una letra (s, p, d ó f) que indica el subnivel energético y un subíndice que indica el orbital concreto de que se trata.

    • Se llama configuración electrónica o estructura electrónica a la distribución de los electrones de un átomo de un elemento en los distintos orbitales. Hay que seguir los siguientes principios:

      • Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Por tanto, en cada orbital caracterizado por (n, l, m) podrá haber dos electrones con valores de spin contrarios, es decir, y . En este caso se dice que los electrones están apareados.

      • Principio de construcción: los electrones van ocupando sucesivamente los orbitales en orden creciente de energía, teniendo en cuenta que cada orbital puede estar ocupado solamente por dos electrones que se han de diferenciar en el spin.

    'Propiedades atmicas'

      • Principio de máxima multiplicidad de Hund: cuando en un subnivel existen varios orbitales, éstos son primeramente semiocupados con un electrón manteniendo sus spines paralelos, y el emparejamiento de electrones no empieza hasta que todos los orbitales no están semiocupados.

    Ejemplo Los valores de los números cuánticos para n = 2 son

    • El espacio que rodea al núcleo del átomo queda dividido en niveles (pisos), con subniveles (apartamentos) y orbitales (habitaciones). Cada habitación puede estar ocupada por ninguno, uno o dos electrones (inquilinos).

      • En el primer piso hay un único piso con un apartamento de una habitación.

      • En el segundo piso hay dos apartamentos uno con una habitación y otro con 3 habitaciones

    Ejemplo La configuración electrónica del aluminio (Z = 13)

    Falta representación en celdas

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    Clasificación periódica de los elementos

    • El Sistema Periódico de los Elementos es la ordenación de todos los elementos químicos conocidos según orden creciente de su número atómico. Se representa mediante la Tabla Periódica en la que los elementos se agrupan de tal forma que pueden apreciarse los grupos de comportamiento químico parecido.

    • La tabla periódica actual se debe a Werner y Paneht y está dividida en 7 filas y 1 columnas.

      • Un periodo (fila) está formado por los elementos en cuya configuración electrónica el número cuántico principal mayor es el mismo.

        • Existen 7 periodos.

        • Se representan mediante un número ordinal, de los cuales el 1º, 2º y 3º son los periodos cortos, los restantes son periodos largos y el 7º está incompleto.

      • Un grupo o familia (columna) está formado por los elementos que presentan una configuración electrónica similar en su último nivel.

        • Existen 18 grupos.

        • Se representan, ocho de ellos mediante un número romano seguido de una A y otros ocho con la letra B.

        • Los grupos A están situados a ambos extremos y están formados por los elementos representativos y los gases nobles.

          • Los gases nobles tienen sus últimas capas electrónicas completas.

          • Los elementos representativos tienen completas todas sus capas excepto la última (la más externa).

        • Los grupos B están situados en el centro de la tabla y están formados por los elementos de transición.

          • Los elementos de transición tienen incompletas sus capas externas y las capas internas.

    • Partiendo del Boro, se observa una línea quebrada que divide a la Tabla Periódica en dos partes. En la parte izquierda se encuentran los elementos denominados metales y en la parte derecha los no metales. Los elementos fronterizos tienen un carácter intermedio entre metálico y no metálico.

    1

    18

    ALCALINEOS

    2

    13

    14

    15

    16

    17

    GASES NOBLES

    ALCALINOTÉRREOS

    TÉRREOS

    CARBONOIDEOS

    NITROGENOIDEOS

    ANFÍGENOS

    HALÓGENOS

    3

    4

    5

    6

    7

    8

    9

    10

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    12

    ELEMENTOS DE TRANSICIÓN

    LANTÁNIDOS

    ACTÍNIDOS

    Propiedades periódicas: radio atómico y radio iónico, energía de ionización y afinidad electrónica. Electronegatividad

    • El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de un mismo elemento unidos entre sí.

      • Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta con el número atómico, ya que el número de niveles aumenta en el mismo sentido

      • Dentro de un mismo periodo, el radio atómico tiene dos mínimos: uno en el centro de la tabla periódica y otro al final de la tabla. Esto es debido a que la carga nuclear aumenta (los protones del núcleo aumentan) y atrae con más fuerza a los electrones periféricos.

    • El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura del gas noble más cercano.

      • El radio iónico de un anión (han ganado electrones) es mayor que el radio del átomo del que derivan, aumentando su tamaño con la carga negativa.

      • El radio iónico de un catión (han perdido electrones) es menor que el radio del átomo del que derivan, disminuyendo su tamaño con la carga positiva.

    • La energía de ionización es la energía mínima necesaria que hay que suministrar a un átomo neutro y en estado gaseoso, para arrancarle un electrón.

      • Dentro de un mismo grupo, la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, ya que los últimos electrones están más alejados del núcleo.

      • Dentro de un mismo periodo, la energía de ionización aumenta a medida que aumenta el número atómico, ya que la carga nuclear aumenta y atrae con más fuerza a los electrones periféricos.

    • La afinidad electrónica es la energía que desprende un átomo neutro y en estado gaseoso, cuando capta un electrón formándose un ion gaseoso con carga negativa.

      • La afinidad electrónica varía de la misma forma que la energía potencial.

    • La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones compartidos en el enlace con otro átomo.

      • La escala de electronegatividades es muy útil para predecir qué tipo de enlace se producirá entre dos elementos.

      • Dentro de cada grupo, la electronegatividad disminuye a medida que aumenta el número atómico.

      • Dentro de cada familia, la electronegatividad aumenta a medida que aumenta el número atómico.

      • Los elementos más electronegativos son los no metales y los menos electronegativos son los metales.

    Notación química: símbolos y fórmulas

    • Los átomos de los elementos de la tabla periódica se representan mediante símbolos, normalmente por su inicial o sus iniciales o por sus iniciales en latín.

    • Las fórmulas se utilizan para representar las moléculas de las sustancias que están compuestas por varios átomos.

      • La molécula del agua (que sería la sustancia) tiene como fórmula H2O, y significa lo siguiente:

        • Indica el número relativo de átomos de cada elemento en una sustancia. La molécula del agua está formada por 2 átomos de H y 1 de O, es decir, H2O se refiere a un compuesto en el que hay 2 átomos de H por cada 1 de O.

    • Se llama fórmula empírica de un compuesto a la fórmula que nos indica la proporción en la que se encuentran los átomos que la componen.

    • Se llama fórmula molecular de un compuesto a la fórmula que indica el verdadero número de átomos que forman la molécula. Para calcular la fórmula molecular en un problema me tienen que dar la masa molecular.

    • Nota: La fórmula molecular es un múltiplo entero de la fórmula empírica.

      • Ejemplo: La fórmula molecular del agua oxigenada es H2O2, es la verdadera fórmula de la molécula. Pero la fórmula empírica del agua oxigenada es HO y nos quiere decir que la relación entre los átomos de H y O es 1:1. La fórmula molecular del agua oxigenada podría haber sido HO ó H2O2 ó H3O3, etc.

    • Una reacción o transformación química es un proceso por el cual los enlaces de las sustancias iniciales, llamadas reactivos, sufren una transformación y se reorganizan de distinta manera para formar otras sustancias llamadas productos, y normalmente se produce un intercambio de energía.

    • Una transformación química es homogénea si tanto los reactivos como los productos se encuentran en el mismo estado (sólido, líquido o gas). En caso contrario se dice que es heterogénea.

    • Una transformación química se representa esquemáticamente mediante una ecuación química.

      • Una ecuación química consta de dos miembros. En el primero se escriben las fórmulas de las moléculas de los reactivos y en el segundo las de los productos.

      • Por ejemplo, vamos a escribir la ecuación química de la combustión del metano (CH4):

    Nota: siempre que os digan que una sustancia se quema o que se realiza la combustión de una sustancia, la ecuación química es

      • Para escribir correctamente la ecuación química se requiere:

        • Conocer las fórmulas de los reactivos y los productos.

        • Satisfacer la ley de conservación de los átomos: la suma de todos los átomos de los reactivos es igual a la suma de los átomos de todos los productos. Para conseguirlo se utilizan los llamados coeficientes estequiométricos, que son números que se colocan delante de cada uno de los compuestos que intervienen en la reacción. Este proceso se denomina ajustar la reacción. Para ajustar una reacción no hay un método concreto. Ya os diré algún truco cuando lo haya.

        • Cuando mezclo dos sustancias (que son los reactivos) se van consumiendo hasta conseguir los productos y puede ocurrir que un reactivo se consuma totalmente mientras que aún quedan cantidades de otros reactivos. Se llama reactivo limitante al reactivo que se consume primero y reactivo excedente a los demás.

        • En la práctica, las cantidades de productos que se obtienen son generalmente menores que las calculadas teóricamente. Se define el rendimiento como el cociente entre la cantidad que se obtiene experimentalmente y la cantidad que se obtiene teóricamente: Se suele expresar en tanto por ciento.

    Cuando se dice que el rendimiento de la reacción es del 90% significa que de 100 g del producto que debería obtenerse se obtienen 90 g.

    Tema 2 Propiedades atómicas

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