Transcript Tema 11 : ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIODICO 1.. Estructura del átomo 1.1.

Tema 11 : ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIODICO
1.. Estructura del átomo
1.1. El electrón. Modelo atómico de Thomson
1.2. El protón. Modelo atómico de Rutherford
1.3. El neutrón
1.4. Magnitudes atómicas
2.. Orígenes de la teoría cuántica
2.1. Espectros atómicos de emisión
2.2. Teoría cuántica de Planck
2.3. Efecto fotoeléctrico
2.4. Limitaciones del modelo atómico de Rutherford
2.5. Modelo atómico de Böhr
3.. Mecánica cuántica aplicada al átomo
3.1. Limitaciones del modelo de Böhr
3.2. Modelo mecánico-cuántico
3.3. Configuraciones electrónicas
4.. Clasificación periódica de los elementos
4.1. Estructura electrónica y Tabla Periódica
4.2. Propiedades periódicas
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1.. Estructura del átomo
Hemos visto en la unidad anterior la teoría atómica de Dalton de 1808. En ella se postulaba que
toda la materia está formada por átomos.
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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1.1. 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
vacio
cátodo
ánodo
Tubo de Rayos Catódicos
Precursor de los actuales tubos de TV y monitores (CRT)
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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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1.2. 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
++
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.
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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
átomo
CORTEZA donde describen
órbitas circulares los
electrones (– )
–
–
+
+ +
( vacio )
protones ( + )
NÚCLEO
nucleones
neutrones
–
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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ISÓTOPOS
Mediante el espectrógrafo de masas se encontró que había átomos de un mismo
elemento que presentaban entre sí diferente masa.
++
Placa fotográfica
+++++
Fuente de iones
+
–
S1
S2
+++++
+
R
mv
qB
Los isótopos son
átomos de un mismo
elemento que tienen
distinto número de
neutrones y por tanto
masas diferentes
Campo magnético B
Consta de los siguientes elementos:
• Fuente emisora de iones (para electrones puede ser un simple filamento
caliente).
•S1 y S2 = rendijas estrechas, a una diferencia de potencial V, por las que pasan
los iones para ser acelerados.
• Placa fotográfica donde se registra el impacto del ión.
Por debajo de las rendijas existe un campo magnético uniforme, perpendicular
al plano del papel, y dirigido hacia el observador.
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1.4. Magnitudes atómicas
Cada átomo queda definido por dos características:
■ Su número atómico Z
Número de protones que tiene en su núcleo. Determina el elemento
de que se trata. Es el DNI de los átomos
■ Su número másico A
Número de nucleones que tiene en su núcleo (suma de neutrones y
protones). Determina el isótopo del elemento del que se trate.
Representaremos a los átomos de un elemento mediante el simbolismo siguiente:
14
7
N
4
2
He
16
8
Protones
7
Neutrones
7
2
8
Electrones
7
2
8
2
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8
A
Z
X
O
17
8
8
donde
O
1
1
X
H
es el símbolo químico del elemento
2
1
H
3
1
H
238
92
1
1
1
92
9
0
1
2
146
8
1
1
1
92
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U
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Actividad
Símbolo
Completa la tabla siguiente:
Nº atómico Z
Nº másico A
nº de protones
nº de electrones
nº de neutrones
7
3
Li
3
7
3
3
4
56
26
Fe
26
56
26
26
30
Ca
20
?
40
?
20
?
20
2?0
20
40
20
18
20
17
?
?
35
17
17
?
1
?8
17
35
17
18
18
40
20
40
20
Ca
35
17
35
17
2
Cl
Cl

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1.4. Magnitudes atómicas (Cont.)
No debemos confundir la masa atómica de un elemento ( la que aparece en la
Tabla Periódica ) con la masa atómica de uno de sus isótopos (masa isotópica)
En la naturaleza y en concreto en el mar existen muchos átomos de Cloro,
formando parte del cloruro de sodio (sal común) y se han encontrado dos tipos de
átomos de cloro, es decir, dos isótopos:
35
17
37
17
Cl
Cl
Si pudiéramos ir al mar y coger un solo átomo de cloro y hallar su masa, en u,
estaríamos obteniendo únicamente la masa isotópica correspondiente al isótopo
que hemos cogido. Esto es, habremos calculado la masa atómica de ese isótopo.
Imaginemos que el valor obtenido ha sido 34,9689 u
Pero esta no es la masa atómica del elemento cloro, que está formado por átomos
no solo de este isótopo sino también del otro isótopo más pesado, cuya masa
isotópica es 36,9659 u.
La masa atómica del elemento cloro es el promedio de las masas isotópicas de los
isótopos del cloro que existen en la naturaleza.
¿Cómo calcular ese promedio?
Si la mitad (50%) de los átomos de cloro fueran de uno de los isótopos y la otra
mitad (50%) del otro, bastaría con calcular la media aritmética de las dos masas
anteriores.
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Isótopo
Masa isotópica
35
17
Cl
34,9689 u
37
17
Cl
36,9659 u
34,9689 u  36,9659 u
Ar (Cl) 
 35,9674 u
2
Pero esto no es así, la abundancia de los dos isótopos no es del 50% cada uno:
Isótopo
Masa isotópica
Abundancia
75,53 %
35
17
Cl
34,9689 u
37
17
Cl
36,9659 u
24,47 %
De cada 100 átomos de cloro de la naturaleza,
75,53 son de Cl-35 y 24,47 son de Cl-37
En realidad, de cada 10 000 átomos de cloro de la
naturaleza, 7 553 son de Cl-35 y 2 447 son de Cl-37
ya que no podemos coger fracciones de átomos
Debemos tener en cuenta este hecho a la hora de calcular la masa promedio:
75,53  34,9689 u  24, 47  36,9659 u
Ar (Cl) 
 35, 4576 u
100
VER
abundancia1  masa isotópica1  abundancia 2  masa isotópica 2  ........
Ar (X) 
100
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Actividad
La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de
números másicos 107 y 109. Conociendo la abundancia isotópica (Ver
tabla), obtener la masa atómica de la plata natural.
Número
másico
Masa
isotópica
%
abundancia
107
106,9051
51,8
109
108,9048
48,2
A r (Ag) 
La masa atómica es la masa ponderada de los
isótopos:
51,8  106, 9051 u  48, 2  108, 9048 u
 107,8689 u
10 0
A veces , no conocemos la masa isotópica.
Número
másico
%
abundancia
107
51,8
109
48,2
En estos casos podemos calcular la masa atómica del
elemento, la plata en esta caso, a partir de los números
másicos.
A r (Ag) 
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51,8  107 u  48, 2  109 u
 107, 96 u
10 000
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Actividad a) Determinar la masa atómica del galio, sabiendo que existen dos
isótopos 69Ga y 71Ga, cuya abundancia relativa es, respectivamente, 60,2%
y 39,8%. b) Indica la composición de los núcleos de ambos isótopos
sabiendo que el número atómico del galio es 31.
a) La masa atómica del galio es la masa ponderada de sus isótopos:
Ar (Ga) 
60, 2  69 u  39,8  71 u
 69,8 u
100
A r (Ga)  0, 602  69 u  0,398  71 u  69,8 u
b) Los núcleos de los isótopos tienen:
69
69
31 Ga
31
71
71
31 Ga
31
–
–
Protones:
Neutrones:
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= 38
= 40
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2.. 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.
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W.Fendt
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2.1. 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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2.2. 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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2.3. Efecto fotoeléctrico
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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:
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E0  h  f
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2.4. 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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2.5. 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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3.. 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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3.2. 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.
Hay distintos tipos de orbitales:
Orbitales atómicos
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Orbitales s
( 1 en cada nivel)
Orbitales p
(3 en cada nivel)
a partir del 2º
Orbitales d
( 5 en cada nivel)
a partir del 3º
Orbitales f
( 7 en cada nivel)
a partir del 4º
Applets orbital
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3.2. 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
d z2
ℓ=2
ℓ=2
d xy
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ℓ=2
d xz
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d yz
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Orbitales f
ℓ=3
ℓ=3
ℓ=3
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ℓ=3
ℓ=3
ℓ=3
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ℓ=3
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3.3. 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 mínima energía
• 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
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3.3. Configuraciones electrónicas (Cont.)
7p
6d
7s
5f
6p
5d
Energía creciente
6s
4f
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s
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Orden de llenado
de los orbitales
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
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
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4.. 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.
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4.. 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
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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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Tabla Periódica de los elementos
Símbolos y número atómico
Rf Db Sg
Hs
Ds Rg Cp
Ubicación de las
Tierras raras
(lantánidos y actínidos)
(lantánidos )
( actínidos)
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4.1. 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
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
1
2
3
4
5
6
7
Todos tienen 3 niveles o capas
Todos tienen 4 niveles o capas
Todos tienen 5 niveles o capas
Todos tienen 6 niveles o capas
Todos tienen 7 niveles o capas
• 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
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n s2 p2 n s2 p3
4
5
n s2 p4
6
electrones en la última capa
n s2 p5
n s2 p6
7
8
Tabla periódica
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4.2. 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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4.2. 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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40
Experiencia de Rutherford
VOLVER
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• J. Dalton:
A New System of Chemical
Phylosophy, 1808.
VOLVER
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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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43
Obviamente, al mismo resultado hubiéramos llegado si consideramos 10 000
átomos, en vez de 100:
A r (Cl) 
7 553  34,9689 u  2 447  36,9659 u
 35, 4576 u
10 000
En definitiva, debemos de tener en cuenta no sólo la masa de cada isótopo sino
también el número de átomos que hay de cada uno de ellos.
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Isótopos naturales y abundancia de algunos elementos
Nitrógeno
Carbono
Número
másico
Masa
isotópica
%
abundancia
Número
másico
Masa
isotópica
%
abundancia
12
12.000000
98.90
14
14.003074
99.63
13
13.003355
1.10
15
15.000108
0.37
Cloro
Silicio
Número
másico
Masa
isotópica
%
abundancia
Número
másico
Masa
isotópica
%
abundancia
35
34.968852
75.77
28
27.976927
92.23
37
36.965903
24.23
29
28.976495
4.67
30
29.973770
3.10
VOLVER
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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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46
En el año 1927, E.Schrödinger ( Premio Nobel de Física 1933), apoyándose en el
concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado por L.de Broglie (Premio Nobel de
Física 1929), formula la Mecánica Ondulatoria, y W. Heisenberg ( Premio Nobel de
Física 1932) la Mecánica de Matrices. Ambas mecánicas inician un nuevo camino
en el conocimiento de la estructura atómica, y ampliadas por Born, Jordan, Dirac y
otros han dado lugar a lo que actualmente se denomina Mecánica Cuántica. Frente
al determinismo de la mecánica clásica, la mecánica cuántica, es esencialmente
probabilística y utiliza un aparato matemático más complicado que la mecánica
clásica. Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por
la mecánica cuántica (modelo de Schrödinger).
El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n)
para describir la distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger
permite que el electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres
números cuánticos para describir los orbitales en los que se puede encontrar al
electrón. La descripción del átomo mediante la mecánica ondulatoria está basada
en el cálculo de las soluciones de la ecuación de Schrödinger (Figura 1); está es
una ecuación diferencial que permite obtener los números cuánticos de los
electrones.
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En esta ecuación:
es la llamada función de onda. Contiene la información sobre la posición del
electrón. También se denomina orbital, por analogía con las órbitas de los modelos
atómicos clásicos.
El cuadrado de la función de onda | |2 es la llamada densidad de probabilidad
relativa del electrón y representa la probabilidad de encontrar al electrón en un
punto del espacio (x, y, z).
E es el valor de la energía total del electrón
V representa la energía potencial del electrón un punto (x, y, z). Por tanto, E-V es
el valor de la energía cinética cuando el electrón está en el punto (x, y, z).
Las soluciones, o funciones de onda,
, son funciones matemáticas que dependen de unas variables que sólo pueden
tomar valores enteros. Estas variables de las funciones de onda se denominan números cuánticos: número cuántico
principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético (ml). Estos números describen el tamaño, la forma y la orientación en el
espacio de los orbitales en un átomo.
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Descubrimiento del
Núcleo Atómico
Compuestos salían de R y chocaban en E.
E. Rutherford ~1910
H. Geiger, E. Marsden
•
•
•
Iones conocidos salían de la
fuente radiactiva R de Polonio y
pasaban a través de E.
M es un microscopio giratorio
alrededor del eje formado por E
Se contaban las partículas
dispersadas según ángulo de giro
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Descubrimiento del
neutrón
J. Chadwick, 1932
Po: partículas alfa chocaban contra Be (Berilio)
En el extremo opuesto se observaban la emisión de gran cantidad de protones
Qué hay entre medias?
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Descubrimiento del
neutrón
J. Chadwick, 1932
Qué hay entre medias? Radiación de
partículas neutras de masa muy similar a
la del protón. NEUTRÓN
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1
2
3 4
5
6
7
8
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
3
4
5
6
7
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VOLVER
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