21/04/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química 1

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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.

El átomo-Proyecto Newton

A nivel de 3º de la ESO nos muestra el átomo ( historia, modelos, estructura electrónica. Contiene evaluación)

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 Electronegatividad2.4. Notación química: símbolos y fórmulas.

Proyecto Ulloa Este proyecto nos muestra temas de Química para distintos niveles:ESO y Bachillerato.

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2.0.Introducción

Modelos atómicos : ■ 1808 Dalton ■ 1897 Thomson ■ 1911 Rutherford ■ 1913 Bohr ■ Desde 1914 modelo necánico-cuántico

Átomo: modelos

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Teoría atómica de Dalton

4.-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribución.

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.

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).

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.

21/04/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química - FyQ1º 4

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 α

Partículas β

Rayos γ

Evidentemente, estas partículas tenían que salir del interior de los átomos.

¡¡ Los dias del átomo indivisible estaban contados !!

Campo eléctrico

sustancia radiactiva

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Descubrimiento del Electrón

Estudió los rayos catódicosMediante campos eléctricos y magnéticos

comprobó que se trataba de partículas de carga negativa.

Determinó su velocidad y el cociente Q/m (carga/masa)

Tubo de Rayos Catódicos

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.

Precursor de los actuales tubos de TV y monitores (CRT)

cátodoánodo

vacio

El electrón. Modelo atómico de Thomson

gas

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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.

Thomson determino la relación carga/masa de estos rayos:

11Q C1,76 10

m kg

En 1911 el físico norteamericano R. Millikan determinó, con la famosa experiencia de la gota de aceite su carga: 19Q 1,60 10 C A estas partículas se las denominó electrones y se las consideró como parte constituyente de la materia. Conocida su carga fácilmente se calculó su masa:

31m 9,11 10 kg

A la luz de todo lo anterior,Thomson propuso un nuevo modelo de átomo:

Estas partículas eran todas iguales, independientemente del gas encerrado dentro del tubo

• 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

• 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

Rayos canales

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Descubrimiento del Protón

Rutherford en 1919 a través de reacciones como:14 4 17 17 2 8 1N He O H

• Siempre aparecía el núcleo de Hidrógeno ( 1H).

• Independiente de si era Nitrógeno (N) u otro núcleo, como Boro, Fluor, Neón, Sodio etc...,

19protónQ 1,60 10 C

27protónm 1,673 10 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

protón

( Bambardeo de núcleos de átomos de nitrógeno con partículas alfa )

1

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+

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.

Experimento de Rutherford

Experimento de RutherfordApplet de Angel Franco

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Los resultados obtenidos por Rutherford llevaron a un nuevo modelo de átomo:

• Los electrones están en la corteza y giran en órbitas circulares alrededor del núcleo como los planetas alrededor del Sol (modelo planetario)

• El átomo está formado por un núcleo central y una corteza

• En el núcleo se alojan la carga positiva, los protones y casi la totalidad de la masa del átomo

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.

Pero no fue hasta el año 1931 , con el descubrimiento por Chadwick de una nueva partícula, el neutrón que se pudo explicar este hecho.

27neutrónm 1,675 10 kg

El neutrón no tiene carga éléctrica y su masa es ligeramente mayor que la del protón:

1.3. El neutrón

• Entre el núcleo y la corteza sólo existe el vacío

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–

+++

–

–

átomo

NÚCLEO neutrones

protones

CORTEZA donde describen órbitas los electrones

Su número nos permite identificar a los átomos

Li7

3Este átomo se conoce como:

+++ +++

19electrónQ 1,60 10 C

31electrónm 9,11 10 kg 0 uma

19protónQ 1,60 10 C

27protónm 1,673 10 kg 1 uma

27neutrónm 1,675 10 kg 1 uma

neutrónQ 0

Los átomos son neutros pues tienen el mismo número de protones (carga positiva) en su núcleo que de electrones (carga negativa) en su corteza.

vacío

1 cm

1 km

(7 nucleones:neutrones y protones)

(3 protones)

Modelo atómico de Rutherford

nucleones

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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,…

Applet

W.Fendt

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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Espectros atómicos de emisión

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Espectros atómicos

Espectro de emisión : los elementos emiten energía en forma de radiación electromagnética, pero únicamente de algunas frecuencias determinadas (discontínuo)

Análisis de la radiación electromagnética emitida o absorbida por los átomos

Espectro de absorción: los elementos absorben algunas frecuencias específicas al ser iluminados con radiación electromagnética

Espectros atómicosEspectros atómicos Educaplus

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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

0E h f 34h constante de Planck 6,625 10 J s

La energía total absorbida o emitida por un cuerpo sólo puede tener un número entero n de porciones de energía E0

0E n E n h f

cuanto

Energía cuantizadan es un número cuántico

Contiene un número entero de cuantos

Teoría cuántica de Planck

Los espectros atómicos no se podían explicar aplicando la teoría electromagnética de Maxwell.

Energía Frecuencia de la radiación emitida

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Batería

Electrodocolector

luzincidente

Fotoelectrones

– +

Cátodo

V

En 1887 el físico alemán H. Hertz descubrió que al incidir una radiación electromagnética sobre una superficie metálica, ésta desprendía electrones.

A este fenómeno se le denominó efecto fotoeléctrico

la luz tiene la capacidad de arrancar (extraer) electrones de una superficie metálicaA

Efecto fotoeléctrico

--

- luz electrones

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:

0E h f

Applet Educaplus

Applet Educaplus

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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.

–

+++

–

–

átomo de Rutherford

+

–

comportamiento que debería tener el átomo según las leyes del electromagnetismo clásico

ÁTOMO INESTABLE

el electrón debe emitir energía en forma de ondas electromagnéticas a costa de perder su propia energía

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Núcleon = 2 n = 3

3 2E E h f Átomo de Bohr : emisión de energía

Modelo atómico de Böhr

fotón

+++

• 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.

• 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.

-

luz causante de las rayitas coloreadas de los espectros atómicos

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:

“Mecanismo” con el que se produce la luz en las bombillas con las que nos iluminamos en nuestras casas

Electrón excitado

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Mecánica cuántica aplicada al átomo

3.1. Limitaciones del modelo de Böhr

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.

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 Significado Posibles valores

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

magnéticom

orientación -ℓ , -ℓ +1,..0, ... ℓ -1, +ℓ

spins Spin electrónico (giro del

electrón)+1/2 o -1/2

Hay distintos tipos de orbitales:Orbitales s (ℓ = 0) 1 en cada nivel ( m = 0)

Orbitales p (ℓ = 1) 3 en cada nivel ( m=0 ) a partir del 2º

Orbitales d (ℓ = 2) 5 en cada nivel) (m = 0 ) a partir del 3º

Orbitales f (ℓ = 3) 7 en cada nivel ( m= 0 ) a partir del 4º

( m=–1 )

( m=1 )

( m= 1 ) ( m= 2 )

( m=–1 ) ( m=–2 )

( m= 1 ) ( m= 2 ) ( m= 3 )

( m=–1 ) ( m=–2 ) ( m=–3 )

Orbitales atómicos

Applets orbital

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Orbitales sℓ = 0

ℓ = 1 ℓ = 1

Orbitales pℓ = 1

Modelo mecánico-cuántico (Cont)

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ℓ = 2 ℓ = 2

ℓ = 2ℓ = 2 ℓ = 2

2 2x yd

2zd

xyd xzd yzd

Orbitales d

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Orbitales f

ℓ = 3 ℓ = 3 ℓ = 3

ℓ = 3 ℓ = 3 ℓ = 3 ℓ = 3

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Orbitales s Orbitales p

Orbitales d

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Configuraciones electrónicasLos 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 exclusión de Pauli

• Principio de construcción o aufbau o de mínima energía : regla n+ℓ

• 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

s p d fOrbital

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

n = 5

n = 6

n = 7

Nivel

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Configuraciones electrónicas (Cont.)

1s

2p

3d

4f

2s

3s

4s

5s

6s

7s

3p

4p

5p

6p

7p

4d

5d

6d5f

En

erg

ía c

reci

ente

Orden de llenado de los orbitales

Hay una regla muy simple y muy útil para saber el orden de llenado de los orbitales:

El diagrama de Moeller

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.

Se llena primero el orbital vacío de menor energía, que es aquel cuya suma de los nº cuantos n+ℓ sea menor.

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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 )

1s2 2 s2 p1

1 s2 2 s1

Be ( Z = 4 ) 1 s2 2 s2

B ( Z = 5 ) 1 s2 2 s2 2 p1

C ( Z = 6 ) 1 s2 2 s2 2 p2

Ne ( Z = 10 ) 1 s2 2 s2 2 p6

1s2 2 s2 p2

1s2 2 s2 p6

Cl ( Z = 17 ) 1 s2 2 s2 2 p6 1s2 2 s2 p6 3 s2 p53 s2 3 p5

Applet Configuración electrónica Configuración electrónica

Otro diagrama moeller

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1 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 fE

nerg

ía

4 s4 p 3 d

5 s

5 p4 d

6s

6 p5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s = n = ; l = ; m = ; s =

Podemos comprobar los tres principios:

Principio de construcción

Principio de máxima multiplicidad de Hund

Principio de exclusión de Pauli

21/04/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química 321 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 f

Ene

rgía

4 s 4 p3 d

5 s 5 p4 d

6s

6 p5 d

7s

6 d7 p

5 f

H

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 181

2

3

4

5

6

7

HeLi Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl ArK Ca Sc Ti V Cr Mn Fe CoNi Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

RbSr Y Zr NbMo Tc Ru RhPd 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

Ce Pr Nd PmSm Eu Gd Tb Dy Ho ErTm Yb Lu

Fr Ra Ac

Th Pa U Np PuAm Cm Bk Cf EsFmMd No Lw

n = ; l = ; m = ; s = n = ; l = ; m = ; s = n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 5; l = 0; m = 0; s = – ½n = 5; l = 0; m = 0; s = – ½n = 5; l = 0; m = 0; s = + ½n = 5; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 4; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 4; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 2; m = 0; s = – ½n = 4; l = 2; m = 0; s = – ½n = 4; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 4; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 4; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 4; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 4; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 2; m = 0; s = + ½n = 4; l = 2; m = 0; s = + ½n = 4; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 5; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 5; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 5; l = 1; m = 0; s = – ½n = 5; l = 1; m = 0; s = – ½n = 5; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 5; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 5; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 5; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 5; l = 1; m = 0; s = + ½n = 5; l = 1; m = 0; s = + ½n = 5; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 5; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 6; l = 0; m = 0; s = – ½n = 6; l = 0; m = 0; s = – ½n = 6; l = 0; m = 0; s = + ½n = 6; l = 0; m = 0; s = + ½n = 5; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 5; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 4; l = 3; m = – 3; s = – ½n = 4; l = 3; m = – 3; s = – ½n = 4; l = 3; m = – 2; s = – ½n = 4; l = 3; m = – 2; s = – ½n = 4; l = 3; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 3; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 3; m = 0; s = – ½n = 4; l = 3; m = 0; s = – ½n = 4; l = 3; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 3; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 3; m = + 2; s = – ½n = 4; l = 3; m = + 2; s = – ½n = 4; l = 3; m = + 3; s = – ½n = 4; l = 3; m = + 3; s = – ½n = 4; l = 3; m = – 3; s = + ½n = 4; l = 3; m = – 3; s = + ½n = 4; l = 3; m = – 2; s = + ½n = 4; l = 3; m = – 2; s = + ½n = 4; l = 3; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 3; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 3; m = 0; s = + ½n = 4; l = 3; m = 0; s = + ½n = 4; l = 3; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 3; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 3; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 3; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 3; m = + 3; s = + ½n = 4; l = 3; m = + 3; s = + ½n = 5; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 5; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 5; l = 2; m = 0; s = – ½n = 5; l = 2; m = 0; s = – ½n = 5; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 5; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 5; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 5; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 5; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 5; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 5; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 5; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 5; l = 2; m = 0; s = + ½n = 5; l = 2; m = 0; s = + ½n = 5; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 5; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 5; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 5; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 6; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 6; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 6; l = 1; m = 0; s = – ½n = 6; l = 1; m = 0; s = – ½n = 6; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 6; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 6; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 6; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 6; l = 1; m = 0; s = + ½n = 6; l = 1; m = 0; s = + ½n = 6; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 6; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 7; l = 0; m = 0; s = – ½n = 7; l = 0; m = 0; s = – ½n = 7; l = 0; m = 0; s = + ½n = 7; l = 0; m = 0; s = + ½n = 6; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 6; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 5; l = 3; m = – 3; s = – ½n = 5; l = 3; m = – 3; s = – ½n = 5; l = 3; m = – 2; s = – ½n = 5; l = 3; m = – 2; s = – ½n = 5; l = 3; m = – 1; s = – ½n = 5; l = 3; m = – 1; s = – ½n = 5; l = 3; m = 0; s = – ½n = 5; l = 3; m = 0; s = – ½n = 5; l = 3; m = + 1; s = – ½n = 5; l = 3; m = + 1; s = – ½n = 5; l = 3; m = + 2; s = – ½n = 5; l = 3; m = + 2; s = – ½n = 5; l = 3; m = + 3; s = – ½n = 5; l = 3; m = + 3; s = – ½n = 5; l = 3; m = – 3; s = + ½n = 5; l = 3; m = – 3; s = + ½n = 5; l = 3; m = – 2; s = + ½n = 5; l = 3; m = – 2; s = + ½n = 5; l = 3; m = – 1; s = + ½n = 5; l = 3; m = – 1; s = + ½n = 5; l = 3; m = 0; s = + ½n = 5; l = 3; m = 0; s = + ½n = 5; l = 3; m = + 1; s = + ½n = 5; l = 3; m = + 1; s = + ½n = 5; l = 3; m = + 2; s = + ½n = 5; l = 3; m = + 2; s = + ½n = 5; l = 3; m = + 3; s = + ½n = 5; l = 3; m = + 3; s = + ½n = 6; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 6; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 6; l = 2; m = 0; s = – ½n = 6; l = 2; m = 0; s = – ½n = 6; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 6; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 6; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 6; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 6; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 6; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 6; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 6; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 6; l = 2; m = 0; s = + ½n = 6; l = 2; m = 0; s = + ½n = 6; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 6; l = 2; m = + 1; s = + ½

Rf Db Sg Bh HsMt Ds Rg

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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).

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.

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

(*) En 1870 el alemán Lothar Meyer, sin conocer el trabajo de Mendeleiev , presentó una clasificación de los elementos muy similar.

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2.3. Clasificación periódica de los elementos (Cont.)

Actualmente la Tabla Periódica consta de 7 periodos o filas horizontales y 18 grupos o columnas verticales.

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

La Tabla de Mendeleiev-Meyer tenia 8 columnas.

PERIODOS

GRUPOS o FAMILIAS

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Tabla Periódica de los elementos

Símbolos y número atómico

Ubicación de las Tierras raras (lantánidos y actínidos)

(lantánidos )

( actínidos)

Rf Db DsSg Hs Rg Cp

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Estructura electrónica y Tabla PeriódicaEn la tabla periódica:

• Los elementos de un mismo periodo tienen todos el mismo número de niveles

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

Todos tienen 1 nivel o capaTodos tienen 2 niveles o capas

Todos tienen 3 niveles o capasTodos 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 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6

1 2 3 4 5 6 7 8

electrones en la última capaTabla periódica

Tabla periódicaConfiguración electrónica

Configuración electrónica: capas o niveles de energía

s p d

f

electrónico, que coincide con el número del periodo

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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

• Energía de ionización

• Afinidad electrónica

• Electronegatividad

Es el radio del átomo

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

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

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

• Radio atómico

• Energía de ionización

• Afinidad electrónica

• Electronegatividad

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

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

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

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

Aumenta en el sentido de la flecha

Aumenta en el sentido de la flecha

Aumenta en el sentido de la flecha

Aumenta en el sentido de la flecha

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• Carácter metálico

• Carácter no metálico

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

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

Aumenta en el sentido de la flecha

Aumenta en el sentido de la flecha

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.

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• J. Dalton: A New System of Chemical

Phylosophy, 1808.

VOLVER

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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.

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.

VOLVER

Fallos de la tabla de Mendeleev-Meyer.

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1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1 H He

2 Li Be B C N O F Ne

3 Na Mg Al Si P S Cl Ar

4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

5 Rb Sr Y Zr Nb Mb Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yt Lu

Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw

21

3 54 6 7 8 9

15 161413

10

18

36

54

86

11 12 17

3519

37

89

20

38

56

88

21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

48

32 33 3431

87

55

39

57

40

72

104

41

73

105 106 107 108 109 110 111

42 43 4944 45 46 47

58 59

74 75

50 51 52 53

60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71

787776 79 80 81 82 83 84 85

90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103

OC

H

N

Toda la materia del universo está formada por algunos de estos elementos

Los seres vivos estamos formados por:

65% 18% 10% 3%

Na MgP S ClKCa

Constructores

Macronutrientes

1,5% 1% 0,35%

0,25%

0,15%

0,05%

112

MicronutrientesCuF Si Fe Cr V Mn Zn Se Mo I Sn

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ACTIVIDADES1. ¿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 3f8. ¿Existe alguna diferencia entre los términos órbita y orbital?9. ¿Por qué existen cinco tipos de orbitales d y siete tipos de orbitales f?

21/04/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química 46

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 2s22px

22py2; d)1s2 2s22p6 3s23p6 4s1.