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Mezclas
homogéneas o heterogéneas
KI Pb(NO3)2 PbI2(s) + K+ + NO3-Átomos, iones y moléculas
Sustancias: simples o compuestas.
Elementos
LO QUE YA VIMOS…
La materia está formada por átomos que no podemos ver porque son extremadamente pequeños.
¿Por qué se propuso la existencia de los átomos?
(*) Para material adicional ver: Estructura de la Materia, Proyecto de Ulloa, Primero de bachillerato Tabla Periódica de la Junta de Andalucía, Averroes
Estructura de la Materia (*)
Bases para la Química: Leyes Ponderales 1800
Ley de Conservación de la Materia (o de Lavoisier):
En una reacción química ordinaria la materia se mantiene constante
Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):
Un compuesto determinado contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones de masa.
Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):
Las masas de un elemento que se combinan con una masa fija de otro están en relación de números enteros sencillos.
Cada elemento está compuesto por átomos
Todos los átomos de un elemento son idénticos
En una reacción química los átomos no cambian.
Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de
dos o más elementos.
Teoría Atómica de Dalton (1808)
Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICAS de la Química, también denominadas LEYES PONDERALES
¿De qué están hechos los átomos?
Componentes del Átomo: electrones
J. J. Thompson (1897): los rayos catódicos están formados por partículas negativas denominadas electrones.
Electrón negativo
Carga positiva distribuida por la
esfera
El modelo atómico de Thompson
Componentes del Átomo: núcleo y protones
Partículas dispersas La mayoría de las partículas no se desvían
Lámina fina de
oro
Pantalla circular fluorescente (ZnS)
Fuente de partículas alfa
Haz de Partículas
Partículas α incidentes
Átomos de la lámina de oro
Núcleo
La mayoría de la masa del átomo y toda su carga positiva se concentra en un a región muy pequeña pero muy densa, denominada núcleo.
El núcleo es el origen de que unas pocas partículas alfa “reboten”.
La gran mayoría del volumen total del átomo es una espacio vacío en el que los electrones se mueven alrededor del núcleo.
Ello explica que la gran mayoría de las partículas alfa pasen a través de la lámina.
Componentes del Átomo: núcleo y protones (Rutherford)
Componentes del Átomo: núcleo y neutrones
En 1932 James Chadwick descubrió los neutrones que son partículas subatómicas que se encuentran en el núcleo y no tienen carga.
Bombardeó una muestra de Be con partículas alfa (núcleos de helio), que hacen que el berilio emita una radiación. Al estudiar esta radiación, que antes había sido confundida con rayos gama, se dio cuenta que no era afectada por un campo magnético.
Como todas las partículas con carga al moverse, generan un campo magnético, estas partículas debían ser neutras, y no eran fotones porque no presentaban el efecto fotoeléctrico.
Su descubrimiento apoyo el modelo atómico propuesto por Rutherford
James Chadwick
¿Cómo son los átomos?
•Luz, fotones y espectro electromagnético•Las partículas subatómicas•El modelo de Bohr.•El modelo mecanocuántico.•El átomo de hidrógeno.• Configuraciones electrónicas de los átomos.
El llenado de los subniveles y la tabla periódica
Configuración electrónica de los iones
monoatómicos.
La naturaleza de los átomos
La luz como una onda
La luz viaja por el espacio en forma de onda, definida por:
Longitud de onda (λ) Frecuencia (ν)
λ
λ
Amplitud (ψ)
Baja frecuenci
a
Alta frecuenci
a
La luz como un haz de fotones (naturaleza corpuscular)
Energía radiante
(fotones)
Electrones
emitidos
(corriente eléctrica)
Superficie
Efecto fotoeléctrico
•Los electrones sólo se arrancan cuando la luz incidente supera un cierto valor de la energía.
•El número de electrones arrancados es proporcional a la intensidad de la luz.
Einstein demostró mediante el
efecto fotoeléctrico que la luz
está formada por un haz de
partículas denominadas fotones.
En el siglo XVII Newton
demostró que la luz natural
(blanca) puede
descomponerse en sus
diferentes colores, originando
un espectro continuo, donde
aparecen todas las longitudes
de onda entre 400 y 700 nm
(aproximadamente).
Fuente
Rendija
Prisma
Pantalla
La luz es radiación electromagnética. La radiación
electromagnética puede tener longitudes de onda muy cortas o
muy largas.
El espectro visible es sólo una pequeña parte del espectro
electromagnético, que contiene todas las radiaciones existentes
en el Universo.
El espectro electromagnético
λ
ν
Actividad 1. Espectros atómicos
Sustancias: LiCl, NaCl, SrCl2 Disolución de HCl
Materiales:Una punta de grafitoUn encendedor nuevo
Al calentar un compuesto se le proporciona energía.¿Qué observamos cuando calentamos compuestos que tienen elementos diferentes?
Espectro de los átomos de hidrógeno
Conclusiones de los espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del sodio (región del visible)
Los espectros de los elementos no son continuos, sino que están formados por líneas a longitudes de onda determinadas .
Espectro atómico de absorción del sodio (región del visible)
Estas líneas se describieron como
Intensas (sharp) Principales (principal) Difusas (difuse) o Fundamentales (fundamental)
Puesto que el espectro de emisión y el de absorción coinciden y no dependen del compuesto estudiado, sino del elemento, parece claro que los espectros atómicos están relacionados con los átomos, que deben tener una estructura interna que de cuenta de ambos tipos de espectros.
Espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del hidrógeno (región del visible)
Las líneas aparecen cuando un electrón absorbe esa energía para desplazarse de un nivel de energía a otro distinto. Ello significa que sólo algunos niveles de energía están permitidos, es decir, que los niveles están cuantizados (limitados a determinados valores).
Se demostró que estas líneas podían predecirse mediante ecuaciones con series matemáticas empíricas como:
−= −
22
21
18 1110179.2
nnxν
¿Cómo se relacionan los espectros con la estructura de los átomos?
La respuesta de Bohr
En el átomo de hidrógeno el electrón gira en una órbita circular alrededor del núcleo. Esta es una órbita estable en la que el electrón no emite energía.
Orbita estable es aquella en la que el movimiento circular del electrón está cuantizado:
mvr = nh/2π
donde n = 1, 2, 3… etc
e-, me
p+, mp
r
v
El valor del radio viene determinado por:
2
22
mZe
hnr =
es la cte de Rydberg RH
= 22
22 1
2 nh
emZE
Y el de la energía de la órbita por:
Niels Bohr
El modelo de Bohr
Mediante este modelo tan simple, Bohr obtuvo una ecuación
para la energía del electrón del hidrógeno prácticamente
idéntico al obtenido empíricamente con las series
matemáticas, por lo que puede escribirse:
n es el número cuántico principal, que toma valores 1,2,3,4,... El
estado de energía más estable es el que corresponde a n = 1,
que se denomina estado fundamental.
Cuando el electrón pasa a un estado con n = 2 o superior (lo que
consigue al absorber energía), entonces se dice que está en un
estado excitado. Entonces ese electrón puede volver a su estado
fundamental, emitiendo un fotón.
El modelo de Bohr
n
E
Serie de Paschen
Serie de Balmer
Serie de Lyman
Permite predecir los valores de energía observados en los espectros:
ee
hhνν
Excitación
e e
hhνν
Relajación
Del modelo de Bohr a la mecánica ondulatoria
El modelo de Bohr permite predecir las líneas del espectro de hidrógeno
con un 0.1 % de error. Sin embargo, al aplicarse al helio, este error
aumenta hasta el 5%. Para elementos con más electrones no proporciona
resultados que coincidan con los experimentales. El modelo de Bohr sólo es
correcto para el átomo de hidrógeno u otros sistemas hidrogenoides, esto
es, que sólo contengan un electrón.
La explicación de la estructura del átomo no podía ser explicada en función
de un simple giro de los electrones alrededor del núcleo en una órbita
definida. En la década de 1920 algunos científicos comenzaron a especular
sobre una teoría construida desde un nuevo enfoque: el comportamiento
dual del electrón como partícula y a la vez como onda.
Dualidad onda-materia
L. de Broglie(1892-1987)
La luz tiene propiedades de materia y de energía
De Broglie (1924) propone que todos los objetos en movimiento tiene propiedades de onda.
Para la luz: E = hν = hc / λ (Planck)
Para partículas: E = mc2 (Einstein)
vm
h
⋅=λ
Luego para la luz mc = h/λ
y para las partículas m v = h/λ
La función de onda
E. Schrodinger1887-1961
Entonces, un físico de nombre Schrödinger aplicó la idea de que
un electrón podía considerarse como una onda para describir su
comportamiento en el átomo. Propuso una ecuación que
proporcionaría la función de onda Ψ que describiría dicho
comportamiento. Cada función de onda describe un estado
energético permitido para los electrones en un átomo. Así, la
cuantización propuesta por Bohr surge ahora durante el
tratamiento matemático de la mecánica cuántica.
La ecuación de onda de Schrödinger para el único electrón del
átomo de hidrógeno es la siguiente:
08 2
2
2
2
2
2
2
2
2
=
+
+Ψ+Ψ+Ψ
r
eE
h
m
zyx
πδ
δδ
δδ
δ
Números cuánticos
•La ecuación de Schrödinger puede solucionarse de forma exacta para el
átomo de hidrógeno.
•Al hacerlo se obtienen una serie de funciones de onda.
•Cada una de esta soluciones depende de un conjunto de tres números que
se denominan números cuánticos, ya que la energía para un electrón tiene
un valor definido y por lo tanto está cuantizada
• Un orbital atómico queda definido por los tres valores de estos números
cuánticos, que se representan como n, l y ml.
Números cuánticos
Las soluciones a esta ecuación diferencial son funciones de onda (Ψ)
que dependen de los ángulos (θ,φ) y de la distancia de cada electrón al
núcleo (ao , radio de Bohr), como las siguientes:
l ml Ψ(θ,φ)
0 0 1
1 0 31/2 cosθ1 ±1 (3/2)1/2 senq e±iφ
2 0 (5/4)1/2 (3cos2θ - 1)
2 ±1 (15/4)1/2 cosθ senθ e±iφ
n l f(r)
1 0 2
2 0 (1 / 2√2)(2-ρ)
2 1 (1 / 2√6)ρ3 0 (1 / 9√3)(6-6ρ+ρ2)
3 1 (1 / 9√6)(4-ρ)ρ3 2 (1 / 9√30)ρ2
Parte radial: Rnl(r) = f(r)(Z/a0)3/2 e-ρ/2
ao = 0.523; ρ = 2Zr/na0
Parte angular: Θl,ml (θ) Φml(φ) = (1/4π)1/2 Y(θ,φ)
Números cuánticos
El primer número cuántico, o número cuántico
principal, n, designa el nivel de energía principal.
Este número toma valores enteros naturales a
partir de la unidad. Cuanto mayor sea n, mayor
será la energía del electrón y se localizará a
mayor distancia del núcleo.
n = 1, 2, 3, 4, ...
Números cuánticos
El número cuántico secundario, l, indica el número de subniveles de energía
que existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos.
Este número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en
cada nivel n hay l subniveles.n = 1 l = 0
n = 2 l = 0, 1
n = 3 l = 0, 1, 2
n = 4 l = 0, 1, 2, 3
Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar
los subniveles:valor de l 0 1 2 3
Subnivel s p d f
sharp principal difuse fundamental
Números cuánticos
Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo
depende de n.
Para los átomos con más de un electrón, la energía depende
tanto de n como de l.
n 1 2 3 4
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
Números cuánticos
Dentro de cada subnivel definido por n y l aparecen distintos orbitales, que
se diferencian en el valor del tercer número cuántico ml. Este número
informa sobre la orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los
valores de ml van desde –l hasta + l de unidad en unidad:
ml = -l ..., 0,..., +l
Para un subnivel l dado, existen 2 l +1 subniveles:
n 1 2 3 4
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
ml 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
1s 2s 2p (3) 3s 3p (3) 3d (5) 4s 4p (3) 4d (5) 4f (7)
Capacidad y energía de los niveles
n 1 2 3 4
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
ml 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
ms
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
Configuraciones electrónicas.
La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la
disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el
número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel.
Energ
ía
Orden de llenado por energía
Principio de construcción.
Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las
siguientes reglas:
1) Principio de energía mínima.
Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a
mayor energía de los mismos.
2) Principio de exclusión de Pauli.
Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital.
3) Principio de máxima multiplicidad de Hund.
Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un
mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se
ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el
máximo posible.
Configuraciones electrónicas
Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica
Li 3 1s2 2s1
Be 4 1s2 2s2
B 5 1s2 2s2 2p1
C 6 1s2 2s2 2p2
N 7 1s2 2s2 2p3
Ne 10 1s2 2s2 2p6
Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1
electrónde valencia
Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en el último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse con otros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden colocar como puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis)
Nos sirven para explicar el enlace covalente
Electrones de valencia. Configuración electrónica
Actividad 2:
Configuraciones electrónicas de elementos de diferentes periodos pero del mismo grupo
¿Cómo se relacionan
las configuraciones electrónicas
con la tabla periódica?
La Tabla Periódica
Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración
electrónica del último nivel energético.
ns1
ns2
ns2np
1
ns2np
2
ns2np
3
ns2np
4
ns2np
5
ns2np
6
d1
d5 d10
4f
5f
Configuración electrónica de los elementos en su estado natural
Configuraciones electrónicas de los iones
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2p6)
son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer
tal configuración.
n s2p6
Cuando un átomo se ioniza,
gana o pierde electrones en el
orbital de mayor energía para
alcanzar una configuración de
gas noble. El sodio tiene que
perder un electrón o ganar
siete electrones para
conseguir tal configuración.
Por ello, el ión Na+ es el estado
de oxidación más frecuente (y
único) de este metal.
gana 7 e
pierde 1 e
Configuraciones electrónicas de los iones
gana 1 e
pierde 7 e
En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble
requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado
de oxidación más frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.
Periodicidad y Ley Periódica
Para entender la periodicidad y la ley periódica se deben de revisar algunas propiedades
Propiedades Periódicas
Son propiedades mensurables para los elementos
Son propiedades que, al analizar sus valores en
función del número atómico, tienen un
comportamiento que se repite periódicamente
Ley periódica:
“Las propiedades de los elementos varían en función de sus números atómicos”
Propiedades Periódicas relacionadas con Reactividad
Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las
energías asociadas con la eliminación o adición de electrones,
son de importancia para poder explicar las propiedades
químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de
estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y
predecir un comportamiento químico o estructural determinado.
- Radio atómico y radio iónico.
- Energía de ionización.
- Afinidad electrónica.
- Electronegatividad.
Relaciones periódicas entre los elementos
Las propiedades de los elementos están relacionadas con su configuración electrónica
y con su posición en la tabla periódica
Elementos del Grupo 1A (ns1, n ≥ 2)
M M+1 + 1e-
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)
4M(s) + O2(g) 2M2O(s)
Incr
eme n
to d
e la
rea
c tiv
idad
Elementos del Grupo 1A (ns1, n ≥ 2)
Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción en frío
M M+2 + 2e-
Incr
eme n
to d
e la
rea
c tiv
idad
Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(ac) + H2(g)
M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr, or Ba
Elementos del Grupo 2A (ns2, n ≥ 2)
Elementos del Grupo 2A (ns2, n ≥ 2)
4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)
2Al(s) + 6H+(ac) 2Al3+
(ac) + 3H2(g)
Elementos del Grupo 3A (ns2np1, n ≥ 2)
Elementos del Grupo 3A (ns2np1, n ≥ 2)
Sn(s) + 2H+(ac) Sn2+
(ac) + H2 (g)
Pb(s) + 2H+(ac) Pb2+
(ac) + H2 (g)
Elementos del Grupo 4A (ns2np2, n ≥ 2)
Elementos del Grupo 4A (ns2np2, n ≥ 2)
N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(ac)
P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(ac)
Elementos del Grupo 5A (ns2np3, n ≥ 2)
Elementos del Grupo 5A (ns2np3, n ≥ 2)
Elementos del Grupo 6A (ns2np4, n ≥ 2)
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)
Elementos del Grupo 6A (ns2np4, n ≥ 2)
Elementos del Grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2)
X + 1e- X-1
X2(g) + H2(g) 2HX(g)
Incr
eme n
to d
e la
rea
c tiv
idad
Elementos del Grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2)
Elementos del Grupo 8A (ns2np6, n ≥ 2)
Niveles ns y subniveles np completamente llenos.
Energías de ionización más altas que las de todos los elementos.
No tienden a aceptar ni a donar electrones, por lo que difícilmente reaccionan y por eso se les conoce como gases nobles
Propiedades de los óxidos
básicos ácidos
Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la
distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos
del sólido. El radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma
similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del
mismo elemento en la molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia
entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia
hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O2-,
con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios
iónicos de los distintos cationes y aniones.
Radio atómico
Radio atómico
Aumenta el radio atómico
Aumenta el radio atómico
Radio (Å)
Variación del radio atómico en relación al número atómico.
Radios atómicos y radios iónicos
Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos.
Además suele observarse que
rcatión < rátomo
Y
ranión > rátomo
Energ
ía d
e ioniz
aci
ón (
kJ/m
ol )
Aumenta E. Ionización
Aumenta E. Ionización
Energía de ionización
La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima
necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa:
A(g) → A+(g) + e-(g) ∆H = I1
Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la
energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado
gaseoso:
A(g) + e-(g) → A-(g) ∆Hge
La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a ∆Hge:
AE = - ∆Hge
Afinidad electrónica
Valores de ∆Hge
La electronegatividad (χ) de un elemento es la capacidad que tiene un
átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma
parte de un compuesto.
Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy
electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a
perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los
elementos alcalinos).
Electronegatividad
Electronegatividad
Disminuye la electronegatividad
Disminuye la electronegatividad
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