Transcript Estructura Atómica

Estructura Atómica
Mecanica Cuántica y Estructura
Atómica.
Relaciones Periódicas
Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno
 La naturaleza dual del electrón
 Mecánica cuántica













Descripción mecánico-cuántica del átomo de hidrógeno
Los números cuánticos
Orbitales atómicos
Las energías de los orbitales
Configuración electrónica
El principio de exclusión de Pauli
Efecto de pantalla de los átomos polielectrónicos
Regla de Hund
El principio de construcción
La tabla periódica
Configuración electrónica de cationes y aniones
Variación periódica de las propiedades físicas
Modelo atómico de Rutherford



Los átomos son esferas,
prácticamente vacías,
formadas por un núcleo
cargado positivamente
alrededor del cual se
mueven los electrones
Incompatible con la física
clásica: Modelo Inestable!!
Electrones caerían sobre el
núcleo emitiendo energía
de forma contínua
Cuantización de la energía
M. Planck (1900) introduce el concepto de
cuantización de la energía:
E = nhn
 donde n es un número entero positivo denominado
número cuántico y h es la constante de Planck
(6.626 x 10 -34 J.s)

Los átomos sólo pueden emitir o absorber ciertas
cantidades de energía denominadas cuantos
(E = hn).
DEátomo = Eradiación emitida (o absorbida) = Dnhn
La energía está cuantizada (Einstein)
 Los pequeños paquetes de luz se denominan fotones
Efotón = hn = DEátomo

Los espectros atómicos



Los átomos emiten (o absorben) luz d¡scontinua ( sólo de
algunas frecuencias o longitudes de onda l)
Los espectros atómicos son discontinuos
El modelo atómico de Rutherford tampoco explica la
discontinuidad de los espectros atómicos
NECESARIO NUEVO
MODELO ATÓMICO
Nuevo modelo atómico




N. Bohr (1885-1962) sugiere un
modelo para el átomo de H
Combina las ideas de Planck y
Einstein sobre la cuantización de la
energía y las de la física clásica
Propone un modelo planetario
Explica el espectro de emisión del
átomo de H
Planck
Postulados de Bohr



El átomo de H sólo tiene ciertos estados de
energía permitidos (estados estacionarios)
asociados a una órbita circular alrededor del
núcleo
El átomo no irradia energía mientras se encuentre
en algún estado estacionario
El átomo cambia a otro estado estacionario sólo
por absorción o emisión de un fotón cuya energía
sea igual a la diferencia de energía entre los dos
estados
Efotón = EestadoA-EestadoB=hn

Explica la discontinuidad de los espectros
Modelo de Bohr
Núcleo
Electrón
Orbital
Niveles de energía
Aumento de energía
Modelo de Bohr: cuantización de r y E
n =5

n=4
n=3
n=2

n=1

Núcleo
El número cuántico n
está asociado con r de
la órbita. A menor n,
menor radio. También
con la energía (mayor
n, mayor energía)
n = 1 es el estado basal
o fundamental
n > 1 es un estado
excitado
Modelo de Bohr: espectros de línea

El modelo de Bohr explica el espectro de líneas del
átomo de H
Limitaciones del modelo de Bohr



Explica sólo el espectro del átomo de H
No funciona para átomos polielectrónicos
(atracciones e-núcleo y repulsiones e-e)
Los electrones no “viajan” en órbitas fijas
(r definidos)
Nuevo modelo atómico
Dualidad onda-partícula

1924 Louis De Broglie: si la luz tiene se comporta
como una corriente de partículas (fotones) los
electrones pueden tener propiedades ondulatorias:
l = h/mv

1927 Heisenberg: si una partícula se comporta
como una onda y viceversa, es imposible conocer
simultáneamente la posición exacta y el momento
(velocidad) de dicha partícula
Modelo mecánico-cuántico del átomo


La aceptación de la naturaleza dual de la
materia y la energía – mecánica cuántica
1926, Schrodinger propone una ecuación
que describe la energía y la posición de los
electrones en un átomo (base del modelo
atómico actual)
Operador
hamiltoniano
Función de onda
Energía
Orbital atómico



La función de onda ( ) es una función matemática
sin significado físico en la mecánica clásica, cuya
interpretación ha sido objeto de múltiples
controversias, que describe el movimiento del
electrón en función del tiempo y de su posición.
Concepto de densidad electrónica: probabilidad de
encontrar al electrón en una cierta región del
átomo (relacionada con 2)
La zona del espacio en la cual es mas probable
encontrar al electrón la denominamos orbital
atómico.
Los números cuánticos

El comportamiento de un electrón en un átomo se
describe por cuatro números cuánticos:


Número cuántico principal (n): nº entero positivo
(1,2,3,...). Define el tamaño del orbital y su energía.
Número cuántico del momento angular (l): nº entero (0, 1,
2,..., n-1). Define la forma del orbital. Los posibles valores
de l se designan con una letra:
l
Nombre
orbital
0
s
1
p
2
d
3
f
4
g
5
h
Niveles y subniveles





Número cuántico del momento magnético (ml): nº
entero (-l,...,0,...+l). Define la orientación del
orbital en el espacio
Número cuántico del espín (ms): +1/2 o –1/2. Define
la orientación del electrón en presencia de un
campo magnético
El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor
de n forman un nivel o capa
Los orbitales que tienen los mismos valores de n y l
se conocen como subnivel o subcapa
Los orbitales que tienen la misma energía se
denominan degenerados
Orbitales s

Todos los orbitales con l = 0 son
orbitales s y tienen forma esférica
1s
2s
3s
Orbitales p



Todos los orbitales con l = 1 son orbitales p
Comienzan en el segundo nivel de energía (n = 2)
3 orbitales (ml = -1, 0, +1), 3 orientaciones
distintas
Orbitales d



Todos los orbitales con l = 2 son
orbitales d
Comienzan en el tercer nivel de
energía (n = 3)
5 orbitales
(ml = -2,-1, 0, +1,+2),
5 orientaciones distintas
Energía de los orbitales en el H

En el átomo de H la energía de los orbitales depende sólo de
n. Al aumentar n aumenta la energía:
1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f <....

El electrón en n = 1 está en su estado fundamental (menor
energía)

El electrón n > 1 estará en un estado excitado

¡¡¡ En el átomo de H los orbitales de la capa n = 2 (2s y 2p)
son degenerados. Las subcapas 3s, 3p y 3d también son
degeneradas en energía !!!. No sucede lo mismo en un átomo
polielectrónico
Átomos polielectrónicos

La ecuación de onda de Schrodinger NO tiene
solución exacta. Hay que introducir soluciones
aproximadas:



Los orbitales atómicos son semejantes a los del hidrógeno
Podemos emplear los mismos números cuánticos (n, l, ml)
para describir los orbitales
Sistemas con más de 1 electrón, hay que tener en
cuenta:



Cuarto número cuántico (ms)
Limitar nº electrones por orbital (P. Exclusión Pauli)
Conjunto de niveles de energía más complejo
Configuración electrónica

Cada combinación de 4 números cuánticos (n, l, ml, ms)
identifican a cada electrón en un orbital.



Ejemplo: ¿cuáles son los números cuánticos que identifican a un
electrón en el orbital 1s?
n = 1; l = 0; ml = 0; ms = ± ½
2 posibles combinaciones: (1,0,0,+1/2) y (1,0,0,-1/2)
Configuración electrónica: distribución de los electrones
entre los distintos orbitales atómicos, siguiendo el orden de
energía creciente.
Átomo de H- sistema más simple:
H:
Nº cuántico
principal
1s1
Nº electrones
En el orbital
Nº cuántico
del momento angular
también
Diagrama
Orbital
H:
1s
Principio de exclusión de Pauli

Necesario para determinar configuraciones electrónicas de
átomos polielectrónicos: “dos electrones de un átomo no
pueden tener los 4 números cuánticos iguales”
 Ejemplo: configuración electrónica del He (Z = 2)
Existen 3 formas de distribuir los dos electrones en el
orbital 1s:
He:
1s2
(a)
1s2
(b)
He: 1s2 “ uno s dos”
1s2
(c)
Prohibidas por el
P. de Exclusión
de Pauli
Energía de los orbitales en
el átomo polielectrónico


En el átomo de hidrógeno E(2s) = E(2p): sólo depende del valor de n.
En un átomo polielectrónico se observa experimentalmente que
E(2s) < E(2p): la energía depende de n y l. ¿POR QUÉ?





Densidad electrónica de un orbital s es mayor cerca del núcleo que la del orbital p
de la misma capa- la atracción del electrón s será mayor que la del p
El orbital s tendrá menos energía (más estable) que el orbital p de la misma capa:
efecto de penetración de orbitales en la región nuclear
Para la misma capa E(s) < E(p) <E(d) <E(f)
En un átomo polielectrónico la energía de un orbital depende
principalmente del valor de n y secundariamente del valor de l
Configuración electrónica del Li (Z = 3):
Li:
Prohibida
por la energía
o
1s2 2s1
(a)
1s2 2p1
(b)
Orbitales y energía
Átomo polielectrónico
Átomo de Hidrógeno
Regla de Hund


Regla de Hund: “la distribución electrónica más estable es
aquella que tiene el mayor número de electrones con espines
paralelos”
Configuraciones electrónicas de Be (Z = 4) y B (Z = 5):

Be: 1s2 2s2
Be:
1s2 2s2


B: 1s2 2s2 2p1
B:
1s2 2s2
2p1
Configuración electrónica del C (Z = 6):

C: 1s2 2s2 2p2
Prohibidas por
Regla de Hund
Tres posibilidades de colocar el 6º electrón:
2px py pz
2px py pz
2px py pz
Regla de Hund

Configuraciones electrónicas de N (Z = 7), O (Z = 8),
F (Z = 9) y Ne (Z = 10):
2
2
3
 N: 1s 2s 2p
N:
1s2 2s2
2p3



O: 1s2 2s2 2p4
O:
F: 1s2 2s2 2p5
F:
Ne: 1s2 2s2 2p6
Ne:
1s2 2s2
2p4
1s2 2s2
2p5
1s2 2s2
2p6
El principio de construcción



La configuración electrónica de cualquier elemento puede
obtenerse aplicando el principio de construcción (aufbau): “
cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno
para construir los elementos, los electrones se suman de la
misma manera a los orbitales atómicos
Obtenemos configuraciones en el estado fundamental
Aplicamos las siguientes reglas:



Empezamos llenando los orbitales de menor a mayor valor de n
Cada orbital se ocupará con un máximo de dos electrones con
sus espines apareados (Pauli)
Para orbitales degenerados, cada electrón ocupará un orbital
diferente antes de aparearse (regla de Hund)
El principio de construcción
7s 7p 7d 7f
6s 6p 6d 6f
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s

Llenado de orbitales en un
átomo polielectrónico
siguiendo el principio de
construcción o aufbau
Configuraciones electrónicas

Configuraciones electrónicas condensadas:







El neón completa la capa 2p (Ne :1s2 2s22p6)
Tiene configuración de capa cerrada (gas noble)
El Na (Z = 11) comienza una nueva capa.
Expresamos su configuraciónelectrónica como:
[Ne] representa la configuración del Ne
Electrones internos [configuración del gas noble]
Electrones de valencia: electrones fuera [gas noble]
Configuraciones electrónicas

Metales de transición:





Después del Ar (Z = 18; [Ne]3s33p6)), comienza a llenarse la
capa n = 4
Los orbitales 3d comienzan a llenarse con el Sc
Los orbitales 4d se llenan en la capa n = 5
Se denominan metales de transición aquellos que tienen
electrones d en su capa de valencia
Lantánidos y Actínidos:



Del Ce en adelante se llenan los orbitales 4f. A los elementos
comprendidos entre el Ce y el Lu se les denomina lantánidos o
tierras raras
Elementos entre el Th y el Lr llenan los orbitales 5f. Se
denominan actínidos
La mayoría de los actínidos no se encuentran en la naturaleza.
Configuraciones electrónicas y la tabla
periódica






La Tabla Periódica puede utilizarse como guía para
las configuraciones electrónicas
El número del periodo coincide con el valor de n
Los grupos 1 y 2 llenan los orbitales de tipo s
Los grupos 13 al 18 llenan los orbitales de tipo p
Los grupos 3 al 12 llenan los orbitales de tipo d
Lantánidos y Actínidos llenan los orbitales f
Configuraciones electrónicas y la tabla
periódica
Elementos del
Bloque s
Elementos de
Transición
Elementos del
Bloque p
Elementos del Bloque f
Antecedentes de la tabla periódica


1864 John Newlands ordena los elementos conocidos según sus
masas atómicas- cada octavo elemento mostraba propiedades
semejantes  Ley de las octavas (sólo se cumplía con átomos de
masas pequeñas)
1869 Dmitri Mendeleev y Lothar Meyer, de manera independiente,
proponen una nueva ordenación de los elementos, basado en la
repetición periódica y regular de sus propiedades
 Agrupa a los elementos según masas atómicas crecientes
 Encuentra patrones repetitivos en las propiedades químicas de
los elementos
 Plantea la existencia de elementos desconocidos y predice sus
propiedades
 Presentaba incongruencias: masa atómica Ar (39.95) > K (39.10);
el argon debería aparecer en la posición del K, en la tabla actual.
 Otra propiedad periódica distinta a la masa, responsable de la
periodicidad observada.
La tabla periódica moderna




1913 Henry Moseley encuentra una relación entre el número
atómico y la masa atómica- p.e. El calcio es el vigésimo
elemento y tiene de masa atómica 20.
Las discrepancias encontradas entre Ar y K tienen sentido.
Ar (Z=18) y K (Z=19), por lo que este último, como predijo
Medeleev debía ir después del Ar.
La tabla periódica actual es una ordenación de los elementos
el orden creciente del número atómico
 El número atómico aparece junto al símbolo del elemento
(igual al número de electrones en los átomos)
La configuración electrónica de los elementos ayuda a
explicar las propiedades físicas y químicas.
Organización de la tabla periódica

Cada elemento tiene un cuadro:


Número Atómico del elemento
Nombre del elemento
47
47
Plata
Plata

Símbolo del elemento

Masa atómica
Ag
107.87
107.87
Organización de la tabla periódica
Periodos
1s 1
2s2p 2
3s3p 3
4s3d4p 4
(18)
5s4d5p 5
(18)
(32) 6s5d4f6p 6
7s6d5f7p 7
(2)
(8)
(8)
Grupos
Organización de la tabla periódica

Los grupos se constituyen
en bloques  subcapa





Bloque s  ns
Bloque p  np
Bloque d  nd
Bloque f  nf
nº de grupo relacionado
con el nº de electrones de
la capa de valencia:


Bloques s, d  e- de
valencia = nº de grupo
Bloque p  e- de valencia =
nº grupo –10
s1 s2
p1 p2 p3 p4 p5 p6
Organización de la tabla periódica


Se conocen 109
elementos
Se clasifican en:



Metales
No metales
Metaloides o
semimetales
Línea divisoria entre
metales y no metales
Tipos de elementos

Metales- parte izquierda e inferior de la tabla





No metales- aparecen el la parte superior derecha de la
tabla






Sólidos brillantes (líquido Hg)
Buenos conductores eléctricos y térmicos
Maleables
Dúctiles
Gases, sólidos opacos y líquidos
Malos conductores de la electricidad y del calor
No dúctiles
Quebradizos en estado
Sólido
Semimetales- a lo largo de la línea divisoria

Tienen propiedades intermedias (electrónica)
Configuraciones electrónicas de iones


Compuestos iónicos p. E. NaCl, están formados por cationes y
aniones
Las configuraciones electrónicas de iones se obtienen
aplicando las mismas reglas que para los átomos neutros:



Principio de exclusión de Pauli
Regla de Hund
Iones derivados de elementos de los GRUPOS PRINCIPALES
Todos tienen configuración
de GAS NOBLE
ns2np6
Configuraciones electrónicas de iones

Configuraciones electrónicas de cationes representativos:
QUITAR ELECTRONES
Na: [Ne]3s1
Al: [Ne]3s23p1

Na+: [Ne]
Al3+: [Ne]
Isoelectrónicos
Configuraciones electrónicas de aniones representativos:
AÑADIR ELECTRONES
F: [He]2s22p5
O: [He]2s22p4
F: [He]2s22p6 o [Ne]
O2 : [He] 2s22p6 o [Ne]
Tamaño atómico




Difícil de precisar porque la
densidad electrónica se
extiende más allá del núcleo
Acotar el tamaño como el
volumen que encierra el 90%
de la densidad electrónica
total.
Radio metálico: la mitad de la
distancia entre dos núcleos
de dos átomos metálicos
adyacentes
Radio covalente: la mitad de
la distancia entre los núcleos
de dos átomos de una
molécula específica.
Radio covalente
Radio metálico
Radio iónico
Variación del radio atómico
Radio atómico, pm
3
2
6º
Número atómico
Tendencias del radio atómico
Grupo 1: Metales alcalinos
Li: [He]2s1
Na: [Ne]3s1
K: [Ar]4s1

Dentro de un grupo:
aumento del radio con el
número cuántico n. A mayor
distancia del electrón al
núcleo menor es la fuerza
de atracción
F = q+x q / r2
Rb: [Kr]5s1
Cs: [Kr]6s1
EL TAMAÑO AUMENTA
AL DESCENDER EN UN
GRUPO.
Tendencias del radio atómico

Dentro de un periodo: Cambios en la carga nuclear efectivaCarga que experimenta un electrón en un átomo polielectrónico
 A través de un periodo, el
número de electrones interiores
permanece constante (se añaden
electrones a la misma capa). Sin
embargo, la carga nuclear
aumenta.
En consecuencia, aumenta la
atracción entre el núcleo y los
electrones externos
EL TAMAÑO DISMINUYE AL
AVANZAR EN EL PERIODO
Zefec = Z - s
Apantallamiento debido a
electrones interiores
Núcleo
Electrón de
valencia
Radio iónico

Radio iónico es el radio de un catión o de un anión.
Radio de un catión es siempre
menor que el radio del átomo
del cual procede
Radio de un anión es siempre
mayor que el radio del átomo
del cual procede
Aumento radio iónico
Radio atómico y radio iónico
Serie isoelectrónica:
Radio iónico disminuye con la
carga del ion
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
Energía de ionización




La primera energía de ionización I1 es la cantidad de energía
necesaria para separar un electrón de un átomo gaseoso
energía + A(g) A+(g) +eLa segunda energía de ionización I2, corresponde a la ionización del
catión resultante:
energía + A(g) + A2+(g) +eI es una medida de la fuerza de atracción del electrón por el átomo.
A mayor valor de la energía de ionización, mayor dificultad para
eliminar el electrón
Las sucesivas energías de ionización varían en el orden:
I1 < I2 <I3...
Tendencias de I1
Dentro de un grupo: aumenta el
tamaño de los átomos al descender
en el grupo  La atracción entre
electrón y el núcleo disminuye.
DISMINUCIÓN DE LA ENERGÍA
DE IONIZACIÓN

Primera energía de ionización (kJ/mol)
1º
2º
Dentro de un periodo: aumento
de la carga nuclear efectiva al
movernos hacia la derecha en el
periodo  Aumenta la atracción
del electrón por el núcleo.
AUMENTO DE LA CARGA
ENERGÍA DE IONIZACIÓN

3º
4º
5º
Número atómico
6º
I1 (kJ/mol)
Tendencias de I1
 2 excepciones: eliminar el 1º
electrón p y eliminar el 4º
electrón p:
 Be y B  I1(Be) > I1(B)
Be: [He] 2s2
B: [He]2s22p1
El electrón p está bien
protegido por los electrones s.
Necesita menos energía para
eliminarse
 N y O  I1(N) > I1(O)
N: [He] 2s22p3
O: [He]2s22p4
El 4º electrón p está apareado
en un orbital. Repulsiones
interelectrónicas aumentan,
facilitando la ionización de este
electrón
Afinidad electrónica
 La afinidad electrónica (Ae)
Afinidades electrónicas
1
2
13
14
15 16 17 18
es opuesta a la energía de
ionización.
 Se define como el cambio
energético que ocurre cuando
un átomo gaseoso gana un
electrón:
X(g) + e- X-(g) + energía
 La afinidad electrónica puede
ser exotérmica o endotérmica
 Ae aumenta hacia la derecha.
Los halógenos tienen los
mayores valores:
F(g) + e- F-(g)
[He]2s22p5  [He]2s22p6
Comparación entre metales y no metales
Los metales tienden a perder
electrones (I y Ae bajas)
Los no metales tienden a ganar
electrones (I y Ae altas)