•Tema 1: Estructura atómica. Sistema períodico Curso 2013-2014

Tema 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA

Contenidos

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1.- Antecedentes históricos. 2.- Partículas subatómicas. 3.- Modelo atómico de Thomsom. 4.- Los rayos X. 5.- La radiactividad. 6.- Modelo atómico de Rutherford.

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7.- Radiación electromagnética

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8.- Teoría cuántica. Hipótesis de Plank. Efecto fotoeléctrico. 8.- Espectros atómicos. 9.- Modelo atómico de Bohr 10.- Mecánica cuántica 11.- Orbitales atómicos 12.- Estructura electrónica de los átomos 13.- Clasificación periódica

4

Antecedentes históricos 

Leucipo y Demócrito.  Discontinuidad de la materia.



Dalton.  Teoría atómica



Volta, Davy, Faraday, Berzelius.  Naturaleza eléctrica de la materia.



Thomsom/Millikan  Descubrimiento del electrón http://www.youtube.com/watch?v=XqJgACkExYc&feature=related http://www.youtube.com/watch?v=4KUlOqcg3bU&NR=1

CathodeRayTube.swf

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Modelos atómicos • Dalton. (no es propiamente un modelo) • Thomsom. – Cargas negativas incrustadas en un núcleo positivo.

• Rutherford. – El átomo está hueco. La masa y la carga positiva está concentrada en el núcleo. Fuera están los electrones negativos.

• Bohr.

Rayos catódicos. Modelo de Thomson

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Descubrimiento del electrón (1897).

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• Al someter a un gas a baja presión a un voltaje elevado, este emitía unas radiaciones que se conocieron como rayos catódicos. • Se observó que los rayos catódicos eran partículas negativas (se desviaban hacia el polo positivo de un campo eléctrico) con gran energía cinética. • La relación carga/masa de los rayos catódicos es la misma independientemente del gas del que proceda. • Se supuso que estas partículas deberían estar en todos los átomos. Thomson las llamó “electrones”.

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Rayos X

(Roëntgen 1895)

• Se producen junto con los rayos catódicos. • No poseen carga ya que no se desvían al pasar por campos magnéticos. • Tienen gran poder penetrante (atraviesan con facilidad las vísceras, no así los huesos) e impresionan placas fotográficas. • Viajan a la velocidad de la luz. • Ionizan los gases.

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Radiactividad (Becquerel 1896)

– Rayos  (núcleos de He: carga = +2; masa= 4 u) – Rayos  (son cargas negativas procedentes del núcleo por descomposición de un neutrón en protón + electrón). – Rayos  (radiaciones electromagnéticas de alta frecuencia)

Experimento y modelo de Rutherford.

penetración

masa

• Son radiaciones similares a los rayos X pero emitidas espontáneamente por algunas sustancias (uranio). • Muy ionizantes y penetrantes. • Pueden ser de varios tipos:

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Descubrimiento del protón (1914).

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• Utilizando cátodos perforados, en tubos de descarga además de los rayos catódicos, Goldstein descubrió unos rayos positivos procedentes del ánodo que llamó rayos anódicos o canales. • La relación carga/masa de los rayos canales no es la misma sino que depende del gas del que proceda. En cualquier caso, la masa era muy superior a la de los electrones. • Se llamó “protón” a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón. • Las cargas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo que supuso que deberían ser partículas con varios protones unidos.

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Descubrimiento del neutrón (1932).

• Rutheford observó que la suma de las masas de los protones y la de los electrones de un determinado átomo no coincidía con la masa atómica por lo que postulo la existencia de otra partícula que – Careciera de carga eléctrica. – Poseyera una masa similar a la del protón. – Estuviera situada en el núcleo.

• En las primeras reacciones nucleares Chadwick detectó esta partícula y la denominó “neutrón”.

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Partículas átomicas fundamentales.

REPASO

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Número atómico y número másico. • Número atómico (Z): es el número de protones que tiene un átomo. Es distinto para cada elemento. • Isótopos: son átomos del mismo elemento que difieren en el nº de neutrones (N). • Número másico (A): es la suma de protones y neutrones de un núcleo atómico. (A = Z + N) A 37 • Símbolo. Ejemplo: Cl Z 17

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Radiación electromagnética

(Maxwell 1864).

• La energía desprendida de los átomos se transmite como ondas electromagnéticas (valores fluctuantes del valor del campo eléctrico y campo magnético). • Se caracterizan por una determinada longitud de onda “” o por su frecuencia “”. ( ·  = c) (c = 300.000 km/s). • La frecuencia se mide, pues, en s–1 (herzios) • No necesitan para propagarse medio material.

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Tipos de radiaciones electromagnéticas según . • Rayos  • Rayos X 

• Rayos UV • Radiación visible. • Rayos IR • Microondas

• • • • • •

Ondas de radar Ondas de TV. Onda ultracorta Onda corta. Onda media. Onda larga

• Ondas de radio

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Espectro electromagnético.

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• Es el conjunto de radiaciones electromagnéticas que emite o absorbe una sustancia o fuente de energía.

Radiación electromagnética (continuación).

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• La emisión de energía aumenta con la Temperatura. • La energía está cuantizada (como la materia) E = h · (fórmula Planck) (h = 6,625 ·10–34 J ·s) • La materia también absorbe cuantos de energía (fotones). • La luz se comporta a veces como onda (reflexión) y a veces como corpúsculo (efecto fotoeléctrico). • De Broglie establece la dualidad onda-corpúsculo.

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Frecuencia umbral • La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “umbral” (umbral = Eionización/h). • Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón: • Ecinética = ½ m v2 = h  – Eionización = h ( – umbral)

Ejemplo: Calcula la energía de un fotón de

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rayos X cuya longitud de onda es de 0,6 nm. (h = 6,625 · 10–34 J · s) c 3 ·108 m/s  = — = ——————— = 5 ·1017 s–1 –9  0,6 ·10 m

E = h ·  = 6,625 · 10–34 J s · 5 ·1017 s–1 = 33,125 · 10–17 J = 3´3125 · 10–16 J Ejemplo 1, pág 10, ejemplos 2, 3 y Act. 1,2,3 pág. 12, ejercicios 2, 3, pág 36

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Espectros atómicos • Es la imagen después de ser dispersada por un prisma del conjunto de radiaciones que emite una sustancia. • El espectro es característico de una determinada sustancia y normalmente sirve para identificarla. • Se obtiene mediante el espectroscopio. • Puede ser: de emisión y de absorción

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Espectros de emisión Litio Potasio

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Espectros de absorción

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Espectro de emisión

Espectro de absorción

•12

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Espectro de absorción del H

Espectro de emisión del H

Espectro de emisión del He

Espectro de emisión del Li

Espectro de emisión del Be

Espectro de emisión del B

Espectro de emisión del C

Espectro de emisión del N

Espectro de emisión del O

Espectro de emisión del F

26

Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida: ·

Serie Lyman:

zona ultravioleta del espectro.

·

Serie Balmer:

zona visible del espectro.

·

Serie Paschen

zona infrarroja del espectro.

·

Serie Bracket:

zona infrarroja del espectro.

·

Serie Pfund:

zona infrarroja del espectro

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Zona visible



Fórmulas empíricas

28

Serie de Balmer (1885). Espectro visible del H.

Serie de Lyman. Ultravioleta.

Series en el Infrarrojo.

Ejemplo 4 pág. 14

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Crítica del modelo de Rutherford: Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón  una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante ya que  crea un campo magnético y por tanto, perder energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificar el problema planteando, para un electrón, que la fuerza electrostática es igual a la centrífuga debe haber algo más.

-Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de Planck que no la tuvo en cuenta. -Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos. •Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos. 29

Modelo atómico de Bohr

30

Vídeo las leyes de la Mecánica Libro de texto pp. 15-18 Ejemplo 5, 6, 7 pág. 18 Actividades 5, 6, 7, 8, pág. 18 Acti. 14 pág. 37

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Limitaciones del modelo de Bohr Libro de texto pág. 19 Actividades 9, 10, 11, pág. 19

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Mecánica cuántica Video las Leyes de la mecánica min 3 pp. 20-22 El estado del electrón se describe mediante una función de onda (Schröndinger) Números cuánticos ( n, l, m, s): Solución a la ecuación de Schröndinger

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Orbitales atómicos

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Orbital atómico definición p. 23 La función de onda y no tiene significado físico real. Su cuadrado (y 2 ) es una medida directa de la probabilidad de encontrar el electrón en una determinada zona del espacio

Tipos de orbitales: viene determinado por el valor del número cuántico l: s (l=0) p (l=1) d (l=2) f (l=3) http://perso.wanadoo.es/cpalacio/NumerosCuanticos12.htm http://www.youtube.com/watch?v=RXYakaXEM7M Actividades Ejemplo 9, act. 12, 14 pág. 24; Acti. 4 pág. 36

Estructura electrónica de los átomos Principio de exclusión de Pauli

34

pág. 25

No pueden existir en un átomo dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales entre sí. En el mismo orbital solo pueden existir, como máximo, dos electrones y con spines opuestos.

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Estructura electrónica de los átomos

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Orden energético creciente de construcción o Principio de Aufbau: o o

Menor energía n+l

Estructura electrónica de los átomos Regla de máxima multiplicidad de Hund

36

pág.

25

Los electrones, al ocupar orbitales con el mismo valor de l pero distinto valor de m , se colocan de manera que su desapareamiento sea el mayor posible (ocupan el mayor número de orbitales con distinto valor de m) ; los electrones no apareados se colocan con sus spines paralelos.

Anomalía del Cr y del Cu Configuración

Actividades 16 pág. 26; Acti. 6 pág. 36 , 16 pág. 37

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Clasificación periódica de los elementos

37

Lectura del articulo de Investigación y Ciencia: Evolución del sistema periódico (1988)

38

Descripción del Sistema Periódico actual

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•19

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La tabla periódica actual • En 1913 Henry Moseley (1887 1915 ) ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. • Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas". 39

40

La tabla periódica actual • Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma... • Se clasifica en cuatro bloques: – Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) – Bloque “p”: (A la derecha de la tabla) – Bloque “d”: (En el centro de la tabla) 40

– Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)

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Tipos de orbitales en la tabla periódica 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 He

H s1 s2

p1 p2 p3 p4 p5 p6 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

Bloque “s” Bloque “d” Bloque “p” Bloque “f”

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 41

42

•21

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Grupos Bloque Grupo Nombres 1 Alcalinos s 2 Alcalino-térreos

p

d f

13 14 15 16 17 18 3-12

Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles Elementos de transición El. de transición Interna (lantánidos y actínidos)

Config. Electrón. n s1 n s2 n s2 p1 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6 n s2(n–1)d1-10 n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

43

Ejemplo: Determinar la posición que

44 44

ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 5d4 6 s2

W

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• Ejercicios 17, 18 pág. 29 • Ejemplo 11, 12 pág. 31

Propiedades periódicas

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• Energía de ionización. • Afinidad electrónica. • Electronegatividad – Carácter metálico.

• Tamaño del átomo – Radio atómico: • Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos unidos mediante enlace covalente). • Radio metálico.

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•Tema 1: Estructura atómica. Sistema períodico Curso 2013-2014

Energía de ionización (EI) (potencial de ionización).

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• “Es la energía mínima necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso en su estado fundamental y formar un catión”. • Es siempre positiva (proceso endotérmico). • Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2), ... según se trate del primer, segundo, ... e– extraído. • La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por aumentar Z* y disminuir el radio. • La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme. 47

48

Fig. 1.26. Variación de la primera energía de

ionización en función del número atómico.

48

•24

•Tema 1: Estructura atómica. Sistema períodico Curso 2013-2014

49

Esquema de variación de la Energía de ionización (EI). Aumento en la Energía de ionización

49

Afinidad electrónica (AE)

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• “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental captura un e– y forma un anión”. • Se suele medir por métodos indirectos. • Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. La 2ª AE suele ser positiva. También la 1ª de los gases nobles y metales alcalinotérreos. • Es mayor en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del S.P. y en un mismo grupo hacia 50 arriba por aumentar Z* y disminuir el radio).

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•Tema 1: Estructura atómica. Sistema períodico Curso 2013-2014

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Esquema de variación de la Afinidad electrónica (AE). Aumento en la afinidad electrónica

Electronegatividad ( ) y carácter metálico

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• Son conceptos opuestos (a mayor  menor carácter metálico y viceversa). •  mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía sí. •  es un compendio entre EI y AE. • Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0’7 (Fr) y 4 (F). •  aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la 52 derecha en los periodos.

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•Tema 1: Estructura atómica. Sistema períodico Curso 2013-2014

Aumento de  en la tabla periódica

53

53

Radio atómico

•54 54

• Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.

• Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos.

• Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.

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•Tema 1: Estructura atómica. Sistema períodico Curso 2013-2014

•55 55

Variación del radio atómico en un periodo

• En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la derecha). • Es debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos.

Periodo 2

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.

•56 56

Variación del radio atómico en un grupo. • En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones.

Grupo 1

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.

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Aumento en el radio atómico

•58 58

Radio iónico • Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

• Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o repulsión de e).

• Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). © Ed. Santillana. Química 2º Bach.

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•Tema 1: Estructura atómica. Sistema períodico Curso 2013-2014

Comparación de radios atómicos e iónicos

•59 59

Iones isolectrónicos Animación flashRadio atomico periodicTbl2.swf

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• Ejemplo 13 pág. 32 • Ejercicios 19, 20 pág. 34 • Ejercicios 9, 10, 11, 15,18-22 págs. 3637 http://www.youtube.com/watch?v=haSPu4PTIJU

•30