Estructura Atómica Mecanica Cuántica y Estructura Atómica. Relaciones Periódicas

1. Estructura Atómica Mecanica Cuántica y Estructura Atómica. Relaciones Periódicas

2. Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno • La naturaleza dual del electrón • Mecánica cuántica • Descripción mecánico-cuántica del átomo de hidrógeno • Los números cuánticos • Orbitales atómicos • Las energías de los orbitales • Configuración electrónica • El principio de exclusión de Pauli • Efecto de pantalla de los átomos polielectrónicos • Regla de Hund • El principio de construcción • La tabla periódica • Configuración electrónica de cationes y aniones • Variación periódica de las propiedades físicas

3. Modelo atómico de Rutherford • Los átomos son esferas, prácticamente vacías, formadas por un núcleo cargado positivamente alrededor del cual se mueven los electrones • Incompatible con la física clásica: Modelo Inestable!! • Electrones caerían sobre el núcleo emitiendo energía de forma contínua

4. Cuantización de la energía • M. Planck (1900) introduce el concepto de cuantización de la energía: E = nhn • donde n es un número entero positivo denominado número cuántico y h es la constante de Planck (6.626 x 10 -34 J.s) • Los átomos sólo pueden emitir o absorber ciertas cantidades de energía denominadas cuantos(E = hn). DEátomo = Eradiación emitida (o absorbida) = Dnh La energía está cuantizada (Einstein) • Los pequeños paquetes de luz se denominan fotones Efotón = hn = DEátomo

5. Los espectros atómicos • Los átomos emiten (o absorben) luz d¡scontinua ( sólo de algunas frecuencias o longitudes de onda l) • Los espectros atómicos son discontinuos • El modelo atómico de Rutherford tampoco explica la discontinuidad de los espectros atómicos NECESARIO NUEVO MODELO ATÓMICO

6. Nuevo modelo atómico • N. Bohr (1885-1962) sugiere un modelo para el átomo de H • Combina las ideas de Planck y Einstein sobre la cuantización de la energía y las de la física clásica • Propone un modelo planetario • Explica el espectro de emisión del átomo de H Planck

7. Postulados de Bohr • El átomo de H sólo tiene ciertos estados de energía permitidos (estados estacionarios) asociados a una órbita circular alrededor del núcleo • El átomo no irradia energía mientras se encuentre en algún estado estacionario • El átomo cambia a otro estado estacionario sólo por absorción o emisión de un fotón cuya energía sea igual a la diferencia de energía entre los dos estados Efotón = EestadoA-EestadoB=hn • Explica la discontinuidad de los espectros

8. Modelo de Bohr Núcleo Electrón Orbital Niveles de energía

9. Modelo de Bohr: cuantización de r y E • El número cuántico n está asociado con r de la órbita. A menor n, menor radio. También con la energía (mayor n, mayor energía) • n = 1 es el estado basal o fundamental • n > 1 es un estado excitado n =5 n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 Aumento de energía Núcleo

10. Modelo de Bohr: espectros de línea • El modelo de Bohr explica el espectro de líneas del átomo de H

13. Limitaciones del modelo de Bohr • Explica sólo el espectro del átomo de H • No funciona para átomos polielectrónicos (atracciones e-núcleo y repulsiones e-e) • Los electrones no “viajan” en órbitas fijas (r definidos) Nuevo modelo atómico

14. Dualidad onda-partícula • 1924 Louis De Broglie: si la luz tiene se comporta como una corriente de partículas (fotones) los electrones pueden tener propiedades ondulatorias: l = h/mv • 1927 Heisenberg: si una partícula se comporta como una onda y viceversa, es imposible conocer simultáneamente la posición exacta y el momento (velocidad) de dicha partícula

15. Modelo mecánico-cuántico del átomo • La aceptación de la naturaleza dual de la materia y la energía – mecánica cuántica • 1926, Schrodinger propone una ecuación que describe la energía y la posición de los electrones en un átomo (base del modelo atómico actual) Operador hamiltoniano Energía Función de onda

16. Orbital atómico • La función de onda ( ) es una función matemática sin significado físico en la mecánica clásica, cuya interpretación ha sido objeto de múltiples controversias, que describe el movimiento del electrón en función del tiempo y de su posición. • Concepto de densidad electrónica: probabilidad de encontrar al electrón en una cierta región del átomo (relacionada con 2) • La zona del espacio en la cual es mas probableencontrar al electrón la denominamos orbital atómico.

17. Los números cuánticos • El comportamiento de un electrón en un átomo se describe por cuatro números cuánticos: • Número cuántico principal (n): nº entero positivo (1,2,3,...). Define el tamaño del orbital y su energía. • Número cuántico del momento angular (l): nº entero (0, 1, 2,..., n-1). Define la forma del orbital. Los posibles valores de l se designan con una letra: l0 1 2 3 4 5 Nombre s p d f g h orbital

18. Niveles y subniveles • Número cuántico del momento magnético (ml): nº entero (-l,...,0,...+l). Define la orientación del orbital en el espacio • Número cuántico del espín (ms): +1/2 o –1/2. Define la orientación del electrón en presencia de un campo magnético • El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n forman un nivel o capa • Los orbitales que tienen los mismos valores de n y l se conocen como subnivel o subcapa • Los orbitales que tienen la misma energía se denominan degenerados

19. Orbitales s • Todos los orbitales con l= 0 son orbitales s y tienen forma esférica 1s 2s 3s

20. Orbitales p • Todos los orbitales con l= 1 son orbitales p • Comienzan en el segundo nivel de energía (n = 2) • 3 orbitales (ml = -1, 0, +1), 3 orientaciones distintas

21. Orbitales d • Todos los orbitales con l= 2 son orbitales d • Comienzan en el tercer nivel de energía (n = 3) • 5 orbitales(ml = -2,-1, 0, +1,+2), 5 orientaciones distintas

22. Energía de los orbitales en el H • En el átomo de H la energía de los orbitales depende sólo de n. Al aumentar n aumenta la energía: 1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f <.... • El electrón en n = 1 está en su estado fundamental (menor energía) • El electrón n > 1 estará en un estado excitado • ¡¡¡ En el átomo de H los orbitales de la capa n = 2 (2s y 2p) son degenerados. Las subcapas 3s, 3p y 3d también son degeneradas en energía !!!. No sucede lo mismo en un átomo polielectrónico

23. Átomos polielectrónicos • La ecuación de onda de Schrodinger NO tiene solución exacta. Hay que introducir soluciones aproximadas: • Los orbitales atómicos son semejantes a los del hidrógeno • Podemos emplear los mismos números cuánticos (n, l, ml) para describir los orbitales • Sistemas con más de 1 electrón, hay que tener en cuenta: • Cuarto número cuántico (ms) • Limitar nº electrones por orbital (P. Exclusión Pauli) • Conjunto de niveles de energía más complejo

24. Nº electrones En el orbital H: H: 1s1 1s Nº cuántico principal Nº cuántico del momento angular Configuración electrónica • Cada combinación de 4 números cuánticos (n, l, ml, ms) identifican a cada electrón en un orbital. • Ejemplo: ¿cuáles son los números cuánticos que identifican a un electrón en el orbital 1s? n = 1; l = 0; ml = 0; ms = ± ½ 2 posibles combinaciones: (1,0,0,+1/2) y (1,0,0,-1/2) • Configuración electrónica: distribución de los electrones entre los distintos orbitales atómicos, siguiendo el orden de energía creciente. • Átomo de H- sistema más simple: también Diagrama Orbital

25. 1s2 1s2 1s2 Principio de exclusión de Pauli • Necesario para determinar configuraciones electrónicas de átomos polielectrónicos: “dos electrones de un átomo no pueden tener los 4 números cuánticos iguales” • Ejemplo: configuración electrónica del He (Z = 2) Existen 3 formas de distribuir los dos electrones en el orbital 1s: Prohibidas por el P. de Exclusión de Pauli He: (a) (b) (c) He: 1s2 “ uno s dos”

26. 1s2 1s2 2s1 2p1 Energía de los orbitales en el átomo polielectrónico • En el átomo de hidrógeno E(2s) = E(2p): sólo depende del valor de n. • En un átomo polielectrónico se observa experimentalmente que E(2s) < E(2p): la energía depende de n y l. ¿POR QUÉ? • Densidad electrónica de un orbital s es mayor cerca del núcleo que la del orbital p de la misma capa- la atracción del electrón s será mayor que la del p • El orbital stendrá menos energía (más estable) que el orbital p de la misma capa: efecto de penetración de orbitales en la región nuclear • Para la misma capa E(s) < E(p) <E(d) <E(f) • En un átomo polielectrónico la energía de un orbital depende principalmente del valor de n y secundariamente del valor de l • Configuración electrónica del Li (Z = 3): Prohibida por la energía Li: o (a) (b)

27. Orbitales y energía Átomo polielectrónico Átomo de Hidrógeno

28. B: 2px py pz 2px py pz 2px py pz 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 Regla de Hund • Regla de Hund: “la distribución electrónica más estable es aquella que tiene el mayor número de electrones con espines paralelos” • Configuraciones electrónicas de Be (Z = 4) y B (Z = 5): • Be: 1s2 2s2 Be: • B: 1s2 2s2 2p1 • Configuración electrónica del C (Z = 6): • C: 1s2 2s2 2p2 Tres posibilidades de colocar el 6º electrón: Prohibidas por Regla de Hund

29. 1s2 1s2 1s2 1s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2p5 2p6 2p3 2p4 Regla de Hund • Configuraciones electrónicas de N (Z = 7), O (Z = 8), F (Z = 9) y Ne (Z = 10): • N: 1s2 2s2 2p3 • O: 1s2 2s2 2p4 • F: 1s2 2s2 2p5 • Ne: 1s2 2s2 2p6 N: O: F: Ne:

30. El principio de construcción • La configuración electrónica de cualquier elemento puede obtenerse aplicando el principio de construcción (aufbau): “ cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma manera a los orbitales atómicos • Obtenemos configuraciones en el estado fundamental • Aplicamos las siguientes reglas: • Empezamos llenando los orbitales de menor a mayor valor de n • Cada orbital se ocupará con un máximo de dos electrones con sus espines apareados (Pauli) • Para orbitales degenerados, cada electrón ocupará un orbital diferente antes de aparearse (regla de Hund)

31. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s El principio de construcción • Llenado de orbitales en un átomo polielectrónico siguiendo el principio de construcción o aufbau

32. Configuraciones electrónicas • Configuraciones electrónicas condensadas: • El neón completa la capa 2p (Ne :1s2 2s22p6) • Tiene configuración de capa cerrada (gas noble) • El Na (Z = 11) comienza una nueva capa. • Expresamos su configuraciónelectrónica como: • [Ne] representa la configuración del Ne • Electrones internos [configuración del gas noble] • Electrones de valencia: electrones fuera [gas noble]

33. Configuraciones electrónicas • Metales de transición: • Después del Ar (Z = 18; [Ne]3s33p6)), comienza a llenarse la capa n = 4 • Los orbitales 3d comienzan a llenarse con el Sc • Los orbitales 4d se llenan en la capa n = 5 • Se denominan metales de transición aquellos que tienen electrones d en su capa de valencia • Lantánidos y Actínidos: • Del Ce en adelante se llenan los orbitales 4f. A los elementos comprendidos entre el Ce y el Lu se les denomina lantánidos o tierras raras • Elementos entre el Th y el Lr llenan los orbitales 5f. Se denominan actínidos • La mayoría de los actínidos no se encuentran en la naturaleza.

34. Configuraciones electrónicas y la tabla periódica • La Tabla Periódica puede utilizarse como guía para las configuraciones electrónicas • El número del periodo coincide con el valor de n • Los grupos 1 y 2 llenan los orbitales de tipo s • Los grupos 13 al 18 llenan los orbitales de tipo p • Los grupos 3 al 12 llenan los orbitales de tipo d • Lantánidos y Actínidos llenan los orbitales f

35. Configuraciones electrónicas y la tabla periódica Elementos del Bloque s Elementos de Transición Elementos del Bloque p Elementos del Bloque f

36. Antecedentes de la tabla periódica • 1864 John Newlands ordena los elementos conocidos según sus masas atómicas- cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes  Ley de las octavas (sólo se cumplía con átomos de masas pequeñas) • 1869 Dmitri Mendeleev y Lothar Meyer, de manera independiente, proponen una nueva ordenación de los elementos, basado en la repetición periódica y regular de sus propiedades • Agrupa a los elementos según masas atómicas crecientes • Encuentra patrones repetitivos en las propiedades químicas de los elementos • Plantea la existencia de elementos desconocidos y predice sus propiedades • Presentaba incongruencias: masa atómica Ar (39.95) > K (39.10); el argon debería aparecer en la posición del K, en la tabla actual. • Otra propiedadperiódica distinta a la masa, responsable de la periodicidad observada.

37. La tabla periódica moderna • 1913 Henry Moseley encuentra una relación entre el número atómico y la masa atómica- p.e. El calcio es el vigésimo elemento y tiene de masa atómica 20. • Las discrepancias encontradas entre Ar y K tienen sentido. Ar (Z=18) y K (Z=19), por lo que este último, como predijo Medeleev debía ir después del Ar. • La tabla periódica actual es una ordenación de los elementos el orden creciente del número atómico • El número atómico aparece junto al símbolo del elemento (igual al número de electrones en los átomos) • La configuración electrónica de los elementos ayuda a explicar las propiedades físicas y químicas.

38. 47 47 Plata Plata Ag Ag 107.87 107.87 Organización de la tabla periódica • Cada elemento tiene un cuadro: • Número Atómico del elemento • Nombre del elemento • Símbolo del elemento • Masa atómica

39. Organización de la tabla periódica Periodos Grupos 1s 1 2 3 4 5 6 7 (2) (8) (8) 2s2p 3s3p 4s3d4p (18) (18) (32) 5s4d5p 6s5d4f6p 7s6d5f7p

40. Organización de la tabla periódica • Los grupos se constituyen en bloques  subcapa • Bloque s  ns • Bloque p  np • Bloque d  nd • Bloque f  nf • nº de grupo relacionado con el nº de electrones de la capa de valencia: • Bloques s, d e- de valencia = nº de grupo • Bloque p  e- de valencia = nº grupo –10 p1 p2 p3 p4 p5 p6 s1 s2

41. Organización de la tabla periódica • Se conocen 109 elementos • Se clasifican en: • Metales • No metales • Metaloides o semimetales Línea divisoria entre metales y no metales

42. Tipos de elementos • Metales- parte izquierda e inferior de la tabla • Sólidos brillantes (líquido Hg) • Buenos conductores eléctricos y térmicos • Maleables • Dúctiles • No metales- aparecen el la parte superior derecha de la tabla • Gases, sólidos opacos y líquidos • Malos conductores de la electricidad y del calor • No dúctiles • Quebradizos en estado • Sólido • Semimetales- a lo largo de la línea divisoria • Tienen propiedades intermedias (electrónica)

43. Configuraciones electrónicas de iones • Compuestos iónicos p. E. NaCl, están formados por cationes y aniones • Las configuraciones electrónicas de iones se obtienen aplicando las mismas reglas que para los átomos neutros: • Principio de exclusión de Pauli • Regla de Hund • Iones derivados de elementos de los GRUPOS PRINCIPALES Todos tienen configuración de GAS NOBLE ns2np6

44. Na+: [Ne] Al3+: [Ne] Na: [Ne]3s1 Al: [Ne]3s23p1 Configuraciones electrónicas de iones • Configuraciones electrónicas de cationes representativos: • Configuraciones electrónicas de aniones representativos: QUITAR ELECTRONES Isoelectrónicos AÑADIR ELECTRONES F: [He]2s22p5 O: [He]2s22p4 F: [He]2s22p6 o [Ne] O2 : [He] 2s22p6 o [Ne]

45. Tamaño atómico • Difícil de precisar porque la densidad electrónica se extiende más allá del núcleo • Acotar el tamaño como el volumen que encierra el 90% de la densidad electrónica total. • Radio metálico: la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes • Radio covalente:la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos de una molécula específica. Radio covalente Radio metálico Radio iónico

46. Variación del radio atómico 3 2 Radio atómico, pm 6º Número atómico

47. Tendencias del radio atómico Grupo 1: Metales alcalinos • Dentro de un grupo: aumento del radio con el número cuántico n. A mayor distancia del electrón al núcleo menor es la fuerza de atracción F = q+x q / r2 EL TAMAÑO AUMENTA AL DESCENDER EN UN GRUPO. Li: [He]2s1 Na: [Ne]3s1 K: [Ar]4s1 Rb: [Kr]5s1 Cs: [Kr]6s1

48. Tendencias del radio atómico • Dentro de un periodo: Cambios en la carga nuclear efectiva- Carga que experimenta un electrón en un átomo polielectrónico • A través de un periodo, el número de electrones interiores permanece constante (se añaden electrones a la misma capa). Sin embargo, la carga nuclear aumenta. En consecuencia, aumenta la atracción entre el núcleo y los electrones externos Zefec = Z -s Apantallamiento debido a electrones interiores Núcleo EL TAMAÑO DISMINUYE AL AVANZAR EN EL PERIODO Electrón de valencia

49. Radio iónico • Radio iónico es el radio de un catión o de un anión. Radio de un catión es siempre menor que el radio del átomo del cual procede Radio de un anión es siempre mayor que el radio del átomo del cual procede

50. Radio atómico y radio iónico Serie isoelectrónica: Radio iónico disminuye con la carga del ion O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ Aumento radio iónico