Modelos atómicos. Sistema periódico. Enlace químico

ESTRUCTURA DE LA MATERIA. DESARROLLO HISTÓRICO

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

1911

Núcleo Atómico y Radiactividad Número atómico (Z) cantidad de protones Número másico (A) protones + neutrones ISOTOPOS: átomos con núcleos que tienen igual número de protones y distinto número de neutrones DESINTEGRACIÓN RADIACTIVA. Ciertas combinaciones de Z y A forman núcleos estables, pero si hay demasiados neutrones, o muy pocos, el núcleo sufrirá un cambio que lo llevará a la estabilidad. La desintegración radiactiva puede tener lugar de varias maneras diferentes y se clasifican de acuerdo a la clase de partículas emitidas:

RADIOACTIVIDAD Rayos Alfa: partículas doblemente cargadas (He2+) y de 4 umas Rayos Beta: electrones Rayos gamma: radiación electromagnética

TIPOS DE ESPECTROS ATÓMICOS Espectro de emisión

Espectro de absorción

EXPLICACIÓN DEL MODELO DE BOHR A LOS ESPECTROS

Introduce, por necesidad, para explicar su teoría, y representar, energéticamente, cada órbita el número cuántico principal “n”. Número que toma los valores enteros, 1, 2, 3, 4…… Con esto Bohr daba explicación a ciertas líneas del espectro de hidrógeno, pero empezaron a aparecer anomalías inexplicables, para este átomo. Por supuesto, no podía explicar los espectros de otros átomos.

AMPLIACIÓN DEL MODELO DE BOHR Para poder dar ampliación al modelo de Bohr, Sommerfeld supuso que las órbitas también podían ser elípticas. Y para cuantificar la forma introdujo otro número cuántico llamado nº cuántico secundario o del momento angular, representado por “l” y que toma los valores desde 0 a n-1.

Los subniveles l = 0, 1, 2 y 3 se designan respectivamente con las letras s, p, d y f Otros hechos iban a complicar aún más este modelo de Bohr-Sommerfield. En 1896, Zeeman, al estudiar la acción de campos magnéticos sobre los espectros de algunos gases, observó que algunas de las líneas espectrales sometidas a un campo magnético intenso se dividen en varias.

AMPLIACIÓN DEL MODELO DE BOHR-SOMMERFIELD. EFECTO ZEEMAN Se interpretó el desdoblamiento espectral considerando que un electrón girando alrededor de un núcleo es equivalente a una corriente eléctrica, y como tal produce un campo magnético perpendicular al plano en el que se mueve el electrón (es decir, es un pequeño imán). Al aplicar un campo magnético externo al átomo, ese imán electrónico se orienta.

Para cuantizar este hecho se introduce otro número cuántico “m” llamado número cuántico magnético. El número magnético m puede tener todos los valores enteros entre -l y +l, incluyendo el cero. Así, por ejemplo, para l=2, m puede valer -2, -1, 0, 1, 2, lo que implica que el subnivel d se desdobla en otros 5 (figura adjunta).

Pero, se vio que el efecto Zeeman también presentaba otras colecciones de líneas, que no eran explicadas con estos números y se llamó efecto Zeeman anómalo. Se trata de dobletes que inicialmente se observaron en el subnivel s, donde l=0 y sólo debería haber un valor posible de m (m=0). Posteriormente se comprobó que estos dobletes ocurren en todos los subniveles y en 1925 se introduce un cuarto número cuántico, “s” (número cuántico de espín) silbar Este cuarto número tiene la particularidad de no relacionarse con la órbita ocupada en el átomo y hacerlo en cambio con una hipotética rotación del electrón sobre sí mismo (en inglés spin significa giro o girar). Imaginando al electrón como una partícula cargada que gira alrededor de un eje propio, se deduce que generará un campo magnético y se plantea que únicamente puede tener dos sentidos de giro posibles. A estos sentidos de giro de la hipotética rotación interna del electrón le corresponden dos posibles valores del espín: +1/2, -1/2, que más coloquialmente se denominan espín arriba o espín abajo.

ELÁTOMO SEGÚN EL MODELO MECANOCUÁNTICO Los sistemas atómicos y las partículas elementales no se pueden describirse con las teorías que incluyen la física clásica (o mecánica clásica) y que sirven para describir el mundo macroscópico. Es por lo que en la década de 1929 se construyó una nueva teoría, aún vigente, llamada MECÁNICA CUÁNTICA

Principios básicos de la mecánica cuántica •

Dualidad onda-corpúsculo: Formulado por De Broglie en 1924. “Cada partícula lleva asociada una onda”

•

Principio de incertidumbre: Formulado por Heisenberg en 1927. “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”. Por esto hay que dejar de hablar de órbita y hablar de orbital, como “zona alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar el electrón.

Ecuación de onda de Schrödinger. Números cuánticos La ecuación de Schrödinger, desarrollada por el físico austríaco Erwin Schrödinger en 1925, describe la evolución temporal de una partícula. Esta representa para las partículas microscópicas un papel análogo a la segunda ley de Newton en la mecánica clásica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger, se obtienen los cuatro números cuánticos que caracterizan los posibles estados energéticos de los electrones en los átomos y que en los modelos anteriores se fueron introduciendo de forma teórica para dar explicación a los espectros atómicos. Número cuántico principal (n):Puede tomar los valores 1, 2, 3, …. Caracteriza los niveles de energía y volumen del orbital. Número cuántico secundario o del momento angular (l): para un valor de n dado: l=0, 1, 2, … n-1. Caracteriza los subniveles de energía. Cada subnivel corresponde a un tipo de orbital atómico. A los distintos valores se les asignan letras: 0(s), 1(p), 2(d), 3(f)…

Número cuántico magnético (ml): Aparece como consecuencia del desdoblamiento de los subniveles en presencia de un campo magnético. Indica las posibles orientaciones que puede tomar un orbital dado. Para un valor de l toma los valores: ml = -l… 0…. +l.

Número cuántico de espín (ms o S) : Cada electrón posee uno de estos valores: +1/2 y -1/2 y están relacionados con una propiedad magnética propia de los electrones Nivel energético

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4

l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

m 0 0 –1,0,1 0 –1,0,1 –2, –1,0,1,2 0 –1,0,1 –2, –1,0,1,2 –3,–2, –1,0,1,2,3

s 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2

Ejemplo: a) Establece cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) di en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles w w w

w w w

Series I II III IV V

n 0 1 1 2 2

l m 0 0 1 0 0 0 1 –2 1 –1

s +½ +½ –½ +½ +½

 Imposible. (n < 1)

 Imposible. (l = n)  Posible. Orbital “1 s”  Imposible (m  -1,0,1)

 Posible. Orbital “2 p”

Energía de los orbitales atómicos Cada uno de los orbitales atómicos, representado por los 3 números cuánticos, posee un nivel de energía. Esta energía depende de los valores de “n” y “l”. Regla de Möller  La energía de un orbital es tanto menor cuanto más baja sea la suma de los valores de n y l (n+l).  En caso de igualdad para la suma n+l, tiene menos energía el orbital con menor número cuántico principal “n”.

Diagrama nemotécnico o regla de la diagonal para el orden de ocupación de los orbitales en función de sus energías

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Configuración electrónica. Orden de llenado La configuración electrónica de un átomo no es más que la distribución de los electrones en sus respectivos orbitales. Para obtener la configuración electrónica de un átomo, es necesario tener en cuenta las siguientes reglas:

 Principio de construcción progresiva: La configuración de un elemento se obtiene a partir de la del elemento anterior añadiendo un nuevo electrón, llamado electrón diferenciador. Es decir, los electrones van ocupando los niveles de energía de menor a mayor.  Principio de exclusión de Pauli: Establece que en un átomo polielectrónico no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales. Electrones máximos por orbital s

2

p

6

d

10

f

14

 Principio de Hund: Nos indica que cuando en un subnivel energético

existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el máximo número de ellos, es decir, tienden a desaparearse, y, además, con espines paralelos. La configuración electrónica que se refiere al nivel energético más externo ocupado de un elemento, se denomina configuración electrónica de la capa de valencia Configuración electrónica del Na Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 (Z=11) Establecer la configuración electrónica de los siguientes elementos: Cl (Z=17); C (Z=6); Fe (Z=26) Zn (Z=30). Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 C: 1s2 2s2 2p2 Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Zn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

Ejercicio B: a) Define los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d)Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinaciones de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½). a) “n” (nº cuántico principal) indica el nivel energético en la que está situado el e–. 1,2,3,4… “l” (nº cuántico secundario) representa el tipo de orbital: s, p, d o f. Valores desde 0 a n-1 “m” (nº cuántico magnético) indica la orientación espacial del orbital. “s” (spín) indica el sentido de giro del e–. Valores de –l a +l b) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales” c) “3p” : n=3; l=1; m=–1,0,+1; “3d” : n=3; l=2; m=–2,– 1,0,+1,+2;

3 orb.  6 e–. 5 orb.  10 e–.

d) (1,0,0,1/2)  1s ; (4,1,0,1/2)  4p (uno de los tres existentes 4py por ejemplo)

SISTEMA PERIÓDICO REPASO HISTÓRICO DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA

A Lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final el Sistema Periódico.

Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación.

Primeras clasificaciones periódicas. • Triadas de Döbereiner (1829): – Buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos. Así se encontraron las siguientes triadas:

24

Anillo de Chancourtois (1862). Coloca los elementos en espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades queden unos encima de otros.

25

Octavas de Newlands

H

Li

Be

B

C

N

O

F

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

K

Ca

Cr

Ti

Mn

Fe

26

Clasificación de Mendeleiev-Meyer En 1869, Lothar Meyer y Dimitri I. Mendeleiev propusieron dos tablas muy parecidas:

Mendeliev ordenó los 63 elementos conocidos entonces bajo el criterio de masas atómicas crecientes, con lo que logró que los elementos con propiedades químicas similares quedaran en la misma columna, aunque en algunos casos para conseguir esto, invirtiera la colocación de ciertas parejas de elementos y cuando no se correspondían las propiedades dejaba un hueco (elemento no descubierto).

Clasifica los elementos en filas en lugar de columnas como hizo Mendeleiev 27

Clasificación de Mendeleiev-Meyer • Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge) (aún sin descubrir)

• En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas • Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. • Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.

28

La tabla periódica actual • En 1913 Moseley 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". • Se eliminan los inconvenientes de la tabla de Mendeleiev-Meyer 29

Algunas observaciones sobre la estructura electrónica

ns1 np6

ns2

np1

(n-1)d

(n-2) f (n-2) f

np2

np3

np4

np5

Propiedades periódicas • Para resaltar la importancia del sistema periódico se analiza la variación de algunas propiedades, llamadas periódicas a lo largo de los grupos y períodos: – Radio atómico: Se toma como radio atómico la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados en un sólido metálico o en una molécula de una sustancia covalente. • En un grupo aumenta al descender en él, pues al pasar de A un elemento al siguiente tenemos una capa o nivel de u energía más. men ta

• En un período disminuye en términos generales al avanzar hacia la derecha pues la carga nuclear es cada vez mayor y sin embargo los nuevos electrones entran en el mismo nivel, siendo atraídos cada vez con más fuerza por el núcleo, lo que se traduce en una disminución del radio Disminuye

•

Energía de ionización: Es la energía necesaria para convertir un átomo aislado neutro, en estado gaseoso, en un ion monopositivo, es decir la energía necesaria para arrancar un electrón. X ( g )  EI  X  ( g )  1e  , donde X es un átomo aislado en estado gaseoso y E I la energía de ionización

• En un grupo la energía de ionización disminuye al descender en él, pues cuanto más abajo se encuentra el elemento, más alejado del núcleo está el electrón externo y mas capas de electrones intermedias existen. •En un período, en líneas generales la energía de ionización aumenta hacia la derecha, pues aumenta la carga nuclear y por tanto el electrón está más cerca y más atraído por el núcleo. Aumenta

Dis mi nu ye

• La afinidad electrónica es la energía que se desprende cuando un átomo neutro gaseoso capta un electrón y se convierte en un ión negativo:  

X ( g )  e  X ( g )  EA

• La electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo, de un elemento, de atraer hacia sí el par de electrones compartidos en un enlace covalente. Ambas varían de igual manera a lo largo del grupo y periodo. Disminuye al descender en los grupos.

Aumenta en líneas generales al avanzar hacia la derecha en los períodos.

Aumenta

• Carácter metálico y no metálico – A los elementos que tienen valores bajos de la energía de ionización, de la afinidad electrónica y de la electronegatividad se les llama metales y tienen tendencia por tanto a perder electrones (formar iones positivos o cationes). – A los elementos que tienen valores altos de la energía de ionización, la electroafinidad y electronegatividad y por lo tanto tienen tendencia a convertirse en aniones se les llama no metales. – La mayor parte de los elementos tienen carácter metálico más o menos marcado, excepto los que se encuentran en la parte derecha de la tabla. – Lógicamente el carácter metálico es tanto mayor cuanto más hacia abajo y hacia la izquierda se encuentre el elemento (menor EI y EA).

ENLACE QUÍMICO