Transcript Tema 2. Propiedades atómicas. 2.0. Introducción. Concepto de orbital. Números cuánticos. 2.1. Estructura electrónica: ● Principio de construcción ● Principio de exclusión de Pauli ● Principio.

Tema 2. Propiedades atómicas.
2.0. Introducción.
Concepto de orbital. Números cuánticos.
2.1. Estructura electrónica:
● Principio de construcción
● Principio de exclusión de Pauli
● Principio de máxima multiplicidad de Hund.
2.2. Clasificación periódica de los elementos.
2.3. Propiedades periódicas: Radio atómico y radio iónico
Energía de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
2.4. Notación química: símbolos y fórmulas.
Páginas web relacionadas con este tema:
Materia interactiva
Como introducción a nuestro tema podemos ver los distintos modelos
atómicos (Dalton, Thomsom, Rutherford y Bohr) que ha precedido al modelo
cuántico actual. También podemos ver la Tabla Periódica y propiedades
atómicas.
Proyecto Ulloa
Este proyecto nos muestra temas de Química para distintos niveles:ESO y
Bachillerato.
El átomo-Proyecto
Newton
06/11/2015
A nivel de 3º de la ESO nos muestra el átomo ( historia, modelos, estructura
electrónica. Contiene evaluación)
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2.0.Introducción
Átomo: modelos
Modelos atómicos : ■ 1808 Dalton
■ 1897 Thomson
■ 1911 Rutherford
■ 1913 Bohr
■ Desde 1914 modelo necánico-cuántico
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Teoría atómica de Dalton
Este comportamiento químico de la materia descrito por las leyes anteriores
necesitaba un modelo teórico que le diera explicación y que permitiera predecir
racionalmente otros fenómenos semejantes.
Este modelo fue la Teoría atómica de Dalton. Es la primera teoría atómica de la
materia, dejando aparte a precursores de la Antigüedad, como Leucipo y Demócrito
(s. V-IV a.C.) que no se podían apoyar en ningún experimento riguroso.
El inglés John Dalton elaboró su teoría hacia 1803 y la publicó en su obra Nuevo
sistema de filosofía química en 1808-1810.
Los postulados básicos de esta teoría son:
1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e
indivisibles llamadas átomos.
2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y
demás propiedades.
3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus
masas son diferentes.
4.-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo
cambian su distribución.
5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan
entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas
(hoy llamadas moléculas).
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3
En el modelo de Dalton, los átomos eran indivisibles. En este modelo los átomos se pueden
representar por bolitas (esferitas) macizas de diferente masa para así representar a los
distintos elementos ( El propio Dalton lo hacía así).
Este modelo se mantiene durante casi todo el siglo XIX.
Sin embargo, el avance en el campo de la electricidad y la electroquímica de Ampére y Faraday
hacían pensar en un átomo divisible dada la relación que se observaba entre materia y carga
eléctrica.
Finalizando el siglo(1896) el francés H. Becquerel descubre la radiactividad, es decir, la existencia
de cierta clase de materia que emitía partículas con masa y carga positiva ( las partículas alfa) o
negativa (partículas beta) o emitían radiaciones electromagnéticas ( rayos gamma)
+
+
+
+
Partículas β
Rayos γ
Campo eléctrico
-+
sustancia radiactiva
+
-
-
-
-
-
Partículas α
Evidentemente, estas partículas tenían que salir del interior de los átomos.
¡¡ Los dias del átomo indivisible estaban contados !!
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El electrón. Modelo atómico de Thomson
No obstante, fue el descubrimiento de la primera partícula subatómica, el electrón, por
J.J.Thomson finalizando el siglo (1897) el hecho científico que acabó con el modelo de
Dalton e hizo necesario un nuevo modelo de átomo.
Descubrimiento del Electrón
Estudió los rayos catódicos
Mediante campos eléctricos y magnéticos
comprobó que se trataba de partículas de carga
negativa.
Determinó su velocidad y el cociente Q/m
(carga/masa)
gas
ánodo
vacio
cátodo
Tubo de Rayos Catódicos
Precursor de los actuales tubos de TV y monitores (CRT)
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Comportamiento de los rayos catódicos
Los rayos catódicos son partículas que se alejaban del cátodo, a gran velocidad y
provistas de carga eléctrica negativa.
Estas partículas eran todas iguales, independientemente del gas encerrado dentro
del tubo.
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Los rayos catódicos eran partículas veloces y con carga negativa, ya que se desviaban hacia el
polo positivo en presencia de campos eléctricos.
Estas partículas eran todas iguales, independientemente del gas encerrado dentro del tubo
Thomson determino la relación carga/masa de estos rayos:
Q
C
 1,76 1011
m
kg
En 1911 el físico norteamericano R. Millikan determinó, con la famosa experiencia de la gota
de aceite su carga:
19
Q  1,60 10
C
A estas partículas se las denominó electrones y se las consideró como parte constituyente de
la materia.
31
kg
Conocida su carga fácilmente se calculó su masa: m  9,1110
A la luz de todo lo anterior,Thomson propuso un nuevo modelo de átomo:
• Los átomos son masas esféricas macizas y homogéneas con carga positiva e
incrustados en ella están los electrones.
• La carga positiva de las esferas es compensada por la carga negativa total de los
electrones, de manera que el átomo es eléctricamente neutro.
Los electrones estaban
incrustados en la masa esférica
como las pasas en un plumcake
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El protón. Modelo atómico de Rutherford
Rayos canales
• Partículas positivas que
procedían de los canales
abiertos en el cátodo.
• La relación carga/masa
es diferente según el gas
encerrado en el tubo.
• Las partículas obtenidas cuando el gas encerrado era hidrógeno ( átomo
más ligero conocido) tenían la carga eléctrica más pequeña.
• Posteriormente, se determinó que la carga era del mismo valor que la del
electrón, pero de signo positivo.
• Se sugirió la existencia de una nueva partícula subatómica, con carga
positiva, a la que se denominó protón
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Descubrimiento del Protón
Rutherford en 1919 a través de reacciones como:
14
7
N 
4
2
He 
17
8
O
1
1
H
protón
( Bambardeo de núcleos de átomos de nitrógeno con partículas alfa )
• Siempre aparecía el núcleo de Hidrógeno ( 11H).
• Independiente de si era Nitrógeno (N) u otro núcleo, como
Boro, Fluor, Neón, Sodio etc...,
Q protón  1,60 10 19 C
m protón  1,673 1027 kg
Pero ¿ cómo estaban distribuidos los protones en el átomo?
Rutherford empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna de
la materia, al estudiar el comportamiento de estas partículas cuando
atravesaban láminas delgadas de metal
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Experimento de Rutherford
++
Experimento de Rutherford
Applet de Angel Franco
sustancia radiactiva
Lámina de oro
• La mayoría de las partículas atravesaban la
lámina sin desviarse
• Algunas ( un 0,1%) se desviaban de su
trayectoria inicial
• Unas pocas partículas ( una de cada 20 000)
rebotaban en la lámina
Estos resultados no se explicaban con el modelo de Thomson, ya que si el átomo era
una masa homogénea todas las partículas alfa deberían tener un comportamiento
uniforme.
10
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Los resultados obtenidos por Rutherford llevaron a un nuevo modelo de átomo:
• El átomo está formado por un núcleo central y una corteza
• Los electrones están en la corteza y giran en órbitas circulares alrededor
del núcleo como los planetas alrededor del Sol (modelo planetario)
• En el núcleo se alojan la carga positiva, los protones y casi la totalidad de
la masa del átomo
• Entre el núcleo y la corteza sólo existe el vacío
Pero la sóla presencia en el núcleo de los protones no explicaba el hecho de que
en el núcleo se concentrara casi la totalidad de la masa del átomo.
El propio Rutherford pensó que en el núcleo debería de haber “algo más” que
explicara este hecho.
1.3. El neutrón
Pero no fue hasta el año 1931 , con el descubrimiento por Chadwick de una
nueva partícula, el neutrón que se pudo explicar este hecho.
El neutrón no tiene carga éléctrica y su masa es ligeramente mayor que la del
protón:
mneutrón  1,675 1027 kg
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Modelo atómico de Rutherford
melectrón  9,111031 kg 0 uma
Qelectrón  1,60 1019 C
átomo
CORTEZA donde describen
órbitas los electrones
–
–
vacío
mprotón  1,673 1027 kg 1 uma
++
+ ++
Q protón  1,60 1019 C
Su número nos permite
protones identificar a los átomos
1 cm
NÚCLEO
neutrones
1 km
m neutrón  1,675 1027 kg  1 uma
–
Qneutrón  0
7
Este átomo se conoce como:
nucleones
3
Li
(7 nucleones:neutrones y protones)
(3 protones)
Los átomos son neutros pues tienen el mismo número de protones (carga positiva) en su
núcleo que de electrones (carga negativa) en su corteza.
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Orígenes de la teoría cuántica
Finalizando el siglo XIX el físico escocés J.C.Maxwell emite su teoría
electromagnética de la luz: esta es una onda electromagnética, como las ondas de
radio o de TV, los rayos ultravioletas, las microondas,…
Sin embargo, a principios del siglo XX, una serie de resultados experimentales,
como los espectros atómicos y el efecto fotoeléctrico, obligó a elaborar nuevas
teorías sobre la luz , que posteriormente, dieron lugar a nuevas teorías atómicas.
Applet
W.Fendt
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Espectros atómicos de emisión
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Espectros atómicos
Análisis de la radiación electromagnética emitida o absorbida por los átomos
Espectro de emisión : los elementos emiten energía en forma de radiación
electromagnética, pero únicamente de algunas frecuencias determinadas
(discontínuo)
Espectro de absorción: los elementos absorben algunas frecuencias específicas al
ser iluminados con radiación electromagnética
Espectros atómicos
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Espectros atómicos
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Teoría cuántica de Planck
Los espectros atómicos no se podían explicar aplicando la teoría electromagnética de
Maxwell.
A finales del año 1900, el físico alemán Max PLANCK formuló una teoría revolucionaria
para explicar los hechos experimentales: la teoría cuántica.
Los cuerpos absorben o emiten energía no de forma continua sino
en forma de paquetes o cuantos de energía
cuanto
E0  h  f
Energía
h  constante de Planck  6,625 1034 J  s
Frecuencia de la radiación emitida
La energía total absorbida o emitida por un cuerpo sólo puede tener un número entero
n de porciones de energía E0
E  n  E0  n  h  f
Energía cuantizada
n es un número
cuántico
Contiene un número entero de cuantos
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Efecto fotoeléctrico
Applet
Educaplus
luz
En 1887 el físico alemán H. Hertz descubrió
incidente
que al incidir una radiación
electromagnética sobre una superficie
Electrodo metálica, ésta desprendía electrones.
colector
Cátodo
A este fenómeno se le denominó efecto fotoeléctrico
-
luz
Fotoelectrones
A
electrones
la luz tiene la capacidad de arrancar (extraer)
electrones de una superficie metálica
V
–
+
Batería
En 1905 el físico alemán A. Einstein explicó el efecto
fotoeléctrico mediante la teoría cuántica.
La luz y en general las radiaciones electromagnéticas están formadas por unos paquetes de
energía a los que llamó fotones, a los que podemos considerar como las partículas de la luz.
Estos fotones son los que al chocar contra la superficie del metal arrancan los electrones.
La energía de cada fotón la calcula Einstein con la fórmula propuesta por Planck:
Applet
Educaplus
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E0  h  f
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Limitaciones del modelo atómico de Rutherford
Fallos del modelo de Rutherford:
• No explica los espectros atómicos
• Se contradice con las leyes del electromagnetismo de Maxwell.
comportamiento que debería tener el átomo
átomo de Rutherford
según las leyes del electromagnetismo clásico
el electrón debe emitir energía en forma de ondas electromagnéticas
a costa de perder su propia energía
–
–
+
+ +
–
+
ÁTOMO INESTABLE
–
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Modelo atómico de Böhr
El núcleo del átomo de Böhr es idéntico que el de Rutherford. Es en la corteza, por donde circulan los electrones,
donde se diferencian ambos modelos. Para Böhr la corteza no es tan simple como decía Rutherford.
En 1913 Böhr enunció varios postulados en los que basaba su modelo.
De estos postulados destacaremos:
• La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada : la corteza está dividida en capas (niveles
de energía) y el electrón sólo puede orbitar (órbitas circulares) por alguna de éstas. El electrón por
tanto sólo puede tener algunos valores de energía.
Electrón
excitado
-
• Estas órbitas circulares son estacionarias: el electrón no emite energía
cuando circula por ellas
• Sólo se emite o absorbe energía cuando un electrón pasa de un
nivel de energía a otro.
E3  E 2  h  f
fotón
Átomo de Bohr :
emisión de energía
luz causante de las rayitas coloreadas
de los espectros atómicos
+ +
+
n=2
n=3
“Mecanismo” con el que se produce la
luz en las bombillas con las que nos
iluminamos en nuestras casas
Núcleo
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Mecánica cuántica aplicada al átomo
El modelo de Bohr alcanzó un notable éxito ya que al introducir las órbitas
estacionarias en las que electrón no emite energía explicaba el hecho de que el
átomo es estable y al mismo tiempo daba una explicación a los espectros
atómicos. Sin embargo no tardó en ser superado por una nueva rama de la Física
que estaba naciendo, la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria.
3.1. Limitaciones del modelo de Böhr
En cualquier caso, el átomo de Böhr tenía limitaciones:
• Explicaba muy bien el átomo de hidrógeno, que tiene un solo electrón, pero no
daba buenos resultados para átomos multielectrónicos
• Mezclaba ideas clásicas y cuánticas
• Al aumentar la resolución de los espectrógrafos algunas rayas del espectro eran
en realidad dos, y para esto no tenía explicación el modelo de Böhr.
• Igualmente, si se sometía al gas a un campo magnético mientras se obtenía el
espectro, se observó que algunas rayas se desdoblaban en varias, lo cual
tampoco tenía justificación según este modelo.
Y aunque Sommerfeld hizo una corrección al módelo de Bohr introduciendo
órbitas elípticas que explicaban algunas de las nuevas rayas del espectro, se
abre paso un nuevo modelo atómico.
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Mecánica Cuántica
Hasta principios del siglo XX la comunidad científica consideraba el electrón como
una partícula, y la radiación electromagnética como una onda.
La radiación térmica del cuerpo negro, el efecto fotoeléctrico, los espectros atómicos
y la explicación que de estos fenómenos se dió ( hipótesis de Planck, teoría cuántica
de Einstein con la existencia de los fotones, los postulados de Bohr, …) no estaban
de acuerdo con lo establecido hasta entonces por la comunidad científica.
Esto llevó a los físicos de la época a desarrollar una nueva teoría, la mecánica
cuántica
Dos aspectos característicos de esta teoría son:
▪ La dualidad onda- partícula
(Hipótesis de De Broglie)
▪ El principio de indeterminación de Heisemberg
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Modelo mecánico-cuántico
Este nuevo modelo está acorde con los postulados de la mecánica cuántica: la
Hipótesis de De Broglie , el Principio de Incertidumbre de Heisemberg y la ecuación
de Schrödinger.
El electrón ya no describe órbitas definidas y concretas alrededor del núcleo, sino
que se habla de orbital, como la zona alrededor del núcleo donde existe mayor
probabilidad de encontrar el electrón.
Los orbitales se representan mediante superficies imaginarias dentro de las cuales
la probabilidad de encontrar el electrón con una determinada energía es muy
grande.
En la corteza de los átomos sólo son posibles ciertos orbitales y ciertas energías.
La energía y la ubicación de los electrones en la corteza de los átomos viene
determinada por un conjunto de cuatro parámetros, los números cuánticos.
Los tres primeros nos definen al orbital donde se encuentra el electrón.
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Numero cuántico
Símbolo
principal
n
Nivel de energia (tamaño) 1,2,3,4...
secundario
ℓ
Subnivel(forma)
Desde 0 hasta (n-1)
0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f),.. n-1
orientación
-ℓ , -ℓ +1,..0, ... ℓ -1, +ℓ
Spin electrónico (giro del
electrón)
+1/2 o -1/2
m
magnético
s
spin
Significado
Posibles valores
Hay distintos tipos de orbitales:
Orbitales s (ℓ = 0)
1 en cada nivel ( m = 0)
Orbitales p
(ℓ = 1)
Orbitales d (ℓ = 2)
Orbitales f (ℓ = 3)
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( m=–1 )
3 en cada nivel ( m=0 )
( m=1 )
a partir del 2º
( m=–2 )
( m=–1 )
5 en cada nivel) (m = 0 ) a partir del 3º
( m= 1 )
( m= 2 )
7 en cada nivel
Orbitales atómicos
Applets orbital
( m=–3 )
( m=–2 )
( m=–1 )
( m= 0 ) a partir del 4º
( m= 1 )
( m= 2 )
( m= 3 )
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Modelo mecánico-cuántico (Cont)
Orbitales s
ℓ=0
Orbitales p
ℓ=1
ℓ=1
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ℓ=1
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Orbitales d
ℓ=2
ℓ=2
d x2  y 2
ℓ=2
ℓ=2
d xy
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d z2
ℓ=2
d xz
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d yz
25
Orbitales f
ℓ=3
ℓ=3
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ℓ=3
ℓ=3
ℓ=3
ℓ=3
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ℓ=3
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Orbitales s
Orbitales p
Orbitales d
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Configuraciones electrónicas
Los electrones se colocan alrededor del núcleo ocupando los diferentes niveles y orbitales.
Para saber cómo se ordenan en la corteza hay que tener en cuenta las siguientes reglas:
• Principio de construcción o aufbau o de mínima energía : regla n+ℓ
• Principio de exclusión de Pauli
• Principio de máxima multiplicidad de Hund
Llamamos configuración electrónica o estructura electrónica a la distribución de
los electrones de un átomo en los distintos niveles y orbitales de la corteza
n=7
n=6
n=5
Nivel
n=4
n=3
n=2
n=1
Orbital
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s
p
d
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f
28
Configuraciones electrónicas (Cont.)
7p
6d
5f
7s
Energía creciente
6p
5d
6s
5p
4d
5s
Orden de llenado
de los orbitales
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
06/11/2015
4f
1s
Se llena primero el orbital vacío de
menor energía, que es aquel cuya
suma de los nº cuantos n+ℓ sea
menor.
Los electrones ( dos en cada orbital, en cada “cuadrito”)
empiezan ocupando el orbital más bajo, el 1s. Cuando se
llena, empiezan a llenar el 2s y después los 2p y así hacia
arriba.
Hay una regla muy simple y muy útil para saber el orden de
llenado de los orbitales:
El diagrama de Moeller
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Podemos escribir la configuración electrónica de cualquier elemento conociendo su
número atómico y aplicando el diagrama de Moeller:
Empieza aquí
Otro diagrama moeller
Sigue el camino que indican
las flechas amarillas
H ( Z = 1 ) 1 s1
He ( Z = 2 ) 1 s2
Li ( Z = 3 )
1 s2
2 s1
Be ( Z = 4 )
1 s2
2 s2
B (Z=5)
1 s2
2 s2 2 p1
1s2
2 s2 p1
C (Z=6)
1 s2
2 s2 2 p2
1s2
2 s2 p2
Ne ( Z = 10 )
1 s2
2 s2 2 p6
1s2
2 s2 p6
Cl ( Z = 17 ) 1 s2
2 s2 2 p6
3 s2 3 p5
Applet Configuración electrónica
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1s2
2 s2 p6 3 s2 p5
Configuración electrónica
30
Energía
6p
5d
6s
4 f
5p
4d
5s
4s
4p
3d
Podemos comprobar los tres principios:
3p
3s
Principio de construcción
Principio de máxima multiplicidad de Hund
Principio de exclusión de Pauli
2s
2p
n = 4;
1;; l = 1;
2;
3;
0;; m = +
2;
0;
– ;1;
2;
ss=
s==
+
–+
–½
½
1s
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31
7p
Energía
6d
5 f
7s
6p
5d
6s
5s
4s
4 f
5p
4d
4p
3d
1
3s
2s
3p
2p
1
2
3
4
5
6
7
2
3
4
5
6
7
8
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H
He
Li Be
B C N O F Ne
Na Mg
Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh HsMt Ds Rg
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho ErTm Yb Lu
Th Pa U Np PuAm Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw
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1s
n = 6;
1;; ll =
2;
3;
4;
7;
5;
= 0;
0;; m
1;
3;
2;
m=
=+
0;
–+
0;
– 1;
;1;
3;
2;
2;
1;
3;
ssss=
s=
s=
s=
=
=
+
–=
+
–+
–+
½
–
–+
½
+
½
–½
½
½
½
½
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2.3. Clasificación periódica de los elementos
Aunque algunos elementos se conocían desde la antigüedad, como el hierro, el cobre, el
oro,….no es hasta principios del siglo XIX cuando el número de elementos conocidos es lo
suficientemente grande cómo para ver la necesidad de clasificarlos, al objeto de facilitar su
estudio y conocimiento.
Tras varios intentos anteriores,en los que se consiguen ordenaciones parciales, no es hasta
1869 cuando se presenta por el ruso Dimitri Mendeleiev (*) la primera clasificación periódica de
todos los elementos conocidos en ese momento (unos 63).
Esta tabla se basa en un doble criterio de ordenación:
La masa atómica: los elementos se colocan de acuerdo a sus masas atómicas, de menor a mayor masa.
Las propiedades: los elementos se colocan de tal forma que coincidan en una misma columna los
elementos de propiedades similares.
Aciertos y fallos de Mendeleiev
Tras el descubrimiento del número atómico de los elementos hacia 1913 por Moseley, estos se
clasificaron en orden creciente a su número atómico
Cuando los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico , tiene
lugar una repetición periódica de muchas propiedades física y químicas de
aquellos.
(*) En 1870 el alemán Lothar Meyer, sin conocer el trabajo de Mendeleiev , presentó una clasificación de los elementos
muy similar.
33
06/11/2015
IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química
2.3. Clasificación periódica de los elementos (Cont.)
La Tabla de Mendeleiev-Meyer tenia 8 columnas.
Actualmente la Tabla Periódica consta de 7 periodos o filas horizontales y 18 grupos o
columnas verticales.
GRUPOS
1
PERIODOS
06/11/2015
2
3 4
5
6
7
8
o
FAMILIAS
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
3
4
5
6
7
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34
Tabla Periódica de los elementos
Símbolos y número atómico
Rf Db Sg
(lantánidos )
( actínidos)
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Hs
Ds Rg Cp
Ubicación de las
Tierras raras
(lantánidos y actínidos)
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Estructura electrónica y Tabla Periódica
En la tabla periódica:
• Los elementos de un mismo periodo tienen todos el mismo número de niveles
electrónico, que coincide con el número del periodo
1
1
2
3
4
5
6
7
2
3 4
5
6
7
8
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Todos tienen 1 nivel o capa
Todos tienen 2 niveles o capas
s
Todos tienen 3 niveles o capas
Todos tienen 4 niveles o capas
p
d
Todos tienen 5 niveles o capas
Todos tienen 6 niveles o capas
Todos tienen 7 niveles o capas
Configuración
electrónica: capas o
niveles de energía
f
• Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en
la última capa
n s1
n s2
n s2 p1
1
2
3
Tabla periódica
n s2 p2 n s2 p3
4
5
n s2 p4
n s2 p5
6
electrones en la última capa
7
n s2 p6
8
Configuración electrónica
Tabla periódica
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Estructura electrónica y Tabla Periódica (Cont.)
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Propiedades periódicas
Algunas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad a lo largo de los
grupos y de los periodos. Las conoceremos con el nombre de propiedades periódicas.
Algunas propiedades periódicas:
• Radio atómico Es el radio del átomo
• Energía de ionización Es la energía que tenemos que suministrarle a un átomo
A en estado de gas para arrancarle un electrón y
convertirlo en un ión positivo (catión) A+
A
+ Eionización

A+
+
electrón
• Afinidad electrónica Es la energía liberada cuando un átomo A en estado de
gas gana un electrón y se convierte en un ión negativo
(anión) A–
A
+
electrón 
A–
+
Aelectrónica
• Electronegatividad Nos mide la capacidad de los átomos de un elemento de
atraer hacia sí el par de electrones que comparte con los
átomos de otro elemento en una molécula.
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Propiedades periódicas: Variación en un grupo y en un periodo
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
• Radio atómico
3
Aumenta en el
sentido de la flecha
4
5
6
7
1
• Energía de ionización
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
Aumenta en el
sentido de la flecha
3
4
5
6
7
1
• Afinidad electrónica
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
Aumenta en el
sentido de la flecha
3
4
5
6
7
• Electronegatividad
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
3
Aumenta en el
sentido de la flecha
4
5
6
7
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El carácter metálico o no metálico de los elementos está relacionado con la
electronegatividad, con la afinidad electrónica y la energía de ionización ya que un
elemento será tanto más metálico cuanto mayor sea su tendencia a ceder
electrones y tanto más no metal cuanto mayor sea su tendencia a ganar electrones.
1
• Carácter metálico
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
Aumenta en el
sentido de la flecha
3
4
5
6
7
1
• Carácter no metálico
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
3
4
Aumenta en el
sentido de la flecha
5
6
7
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• J. Dalton:
A New System of Chemical
Phylosophy, 1808.
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La gran aportación de Mendeleiev fue suponer, observando las propiedades de los elementos conocidos,
que en la tabla debían dejarse algunos huecos vacíos, que corresponderían a elementos que en aquel
momento no se conocían, pero que deberían ser descubiertos con el tiempo. Así, Mendeleev predijo la
existencia de tres elementos que denominó eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio ("eka" es la palabra
sánscrita que significa "uno"), los cuales fueron en efecto descubiertos más adelante y recibieron el
nombre de escandio, galio y germanio, respectivamente.
Fallos de la tabla de Mendeleev-Meyer.
1.
Los elementos se ordenan por sus masas atómicas, es decir, se considera que la masa atómica
es el parámetro fundamental para diferenciar a unos elementos de otros. Hoy en día, gracias a
los trabajos de Moseley, sabemos que es el número atómico, Z, el que caracteriza a cada átomo.
Por esta razón, la tabla original de Mendeleev contenía algunas contradicciones, ya que los
pares argón-potasio, cobalto-níquel y teluro-iodo están colocados según el criterio más lógico de
sus propiedades y no por el criterio rígido de sus masas atómicas.
2. No se diferencia entre elementos metálicos y no metálicos. Este problema desapareció con la
corrección introducida por Werner, que transformó el sistema de ocho columnas en otro de dieciocho.
3.
Los grupos de los lantánidos y actínidos no tienen una colocación definida en la tabla.
4.
La octava columna agrupa a los elementos de cuatro en cuatro (también esta dificultad se solucionó
con la corrección de Werner y Paneth).
5. El hidrógeno no tiene un lugar apropiado.
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Toda la materia del universo está formada por algunos de estos elementos
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
1
H1
2
Li 3 Be4
B5
C6
N7
O 8
F 9 Ne10
3
Na11
Al13
Si14
P 15
S 16
Cl 17 Ar18
Ga31 Ge32 As33 Se34
Br 35 Kr36
4
He2
Mg12
K19 Ca20 Sc21 Ti 22
43
Ru44 Rh
Co27 Ni
28
Cu
29
46
Ag
47
30
Zn
48
55
Ba56 La57 Hf72 Ta73 W74 Re75 Os76 Ir 77 Pt78 Au79 Hg
6
Cs
7
Fr
87
Y
Zr
40
26
Sr
Rb
39
Fe
37
5
38
25
V 23 Cr24 Mn
Nb41 Mb42 Tc
45
Pd
Cd
80
88
Ra
89
Ac
104
105
Rf
Db
106
Sg
107
Bh
90
Pa
91
U
109
Pm61 Sm
92
Np
93
110
Mt
60
Ce58 Pr 59 Nd
Th
108
Hs
Pu
Ds
111
Rg
49
In
51
Te
83
Po
50
Sb
82
Bi
Sn
Tl 81 Pb
52
84
53
Xe54
85
86
Rn
At
I
112
Cn
62
Eu 63 Gd64 Tb 65 Dy 66 Ho67 Er 68 Tm69 Yt 70 Lu 71
94
Am
95
96
Cm
Bk
97
Cf
98
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
Los seres vivos estamos formados por:
Constructores
65% 18% 10% 3%
Ca
P
1,5% 1%
F
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Si
K
S
Na
Mg
Macronutrientes
Cl
0,35% 0,25% 0,15% 0,05%
Fe Cu Cr
V
Mn Zn
Se Mo
I
Sn
Micronutrientes
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ACTIVIDADES
1. ¿Cuáles son las limitaciones de los modelos atómicos de Bohr y Sommerfeld?
2. ¿Qué quiere decir la frase: “la materia y la radiación tienen naturaleza dual”?
3. ¿Cuál es el significado físico de la función de onda? ¿Y del cuadrado de la
función de onda?
4. ¿Cómo se utiliza el concepto de densidad electrónica para describir la posición
de un electrón en el tratamiento de la mecánica cuántica para un átomo?
5. Señala los principios en los que se basa el modelo atómico cuántico actual.
6. ¿Cuántos números cuánticos definen a un orbital? ¿Y a un electrón?
7. ¿Cuáles de las siguientes designaciones de orbitales no son posibles?: 6s, 2d,
8p, 4f, 1p y 3f
8. ¿Existe alguna diferencia entre los términos órbita y orbital?
9. ¿Por qué existen cinco tipos de orbitales d y siete tipos de orbitales f?
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10. Indica cuál o cuáles de los siguientes grupos de tres valores correspondientes a
los números cuánticos n, ℓ y mℓ están permitidos: a)(3, -1, 1); b) (3, 1, 1); c) (1, 1,
3); d) (5, 3, -3); e) (0, 0, 0); f) (4, 2, 0); g) (7, 7, 2).
11. ¿Cuáles son los números cuánticos que caracterizan al electrón de notación
4d9?
12. Un electrón de un átomo está en el nivel cuántico n = 3. Enumera los posibles
valores de ℓ y mℓ.
13. Establecer los valores de los números cuánticos y el número de orbitales
presentes en cada subnivel, para los siguientes subniveles: a) 4p; b) 3d; c) 3s y d)
5f.
14. ¿Qué diferencias y semejanzas hay entre un orbital 1s y un orbital 2s?
15. ¿Cuál es la diferencia entre un orbital 2px y un orbital 2py?
15. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas da una explicación de las
mismas en función de su posible existencia o
no: a) 1s22s32p6; b) 1s2 2s22p4 3d1; c) 1s2 2s22px22py2; d)1s2 2s22p6 3s23p6 4s1.
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