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1. 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 Electronegatividad 2.4. Notación química: símbolos y fórmulas. Páginas web relacionadas con este tema: 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. Proyecto Ulloa Este proyecto nos muestra temas de Química para distintos niveles:ESO y Bachillerato. El átomo-Proyecto Newton A nivel de 3º de la ESO nos muestra el átomo ( historia, modelos, estructura electrónica. Contiene evaluación) IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

2. 2.0.Introducción Átomo: modelos Modelos atómicos : ■ 1808 Dalton ■ 1897 Thomson ■ 1911 Rutherford ■ 1913 Bohr ■ Desde 1914 modelo necánico-cuántico IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

3. Teoría atómica de Dalton 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. 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. 4.-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribución. 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). IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

4. Campo eléctrico + - 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 sustancia radiactiva - - - - - Partículas α Evidentemente, estas partículas tenían que salir del interior de los átomos. ¡¡ Los dias del átomo indivisible estaban contados !! IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química - FyQ1º

5. cátodo ánodo 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 Tubo de Rayos Catódicos Precursor de los actuales tubos de TV y monitores (CRT) IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

6. 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. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

7. 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: En 1911 el físico norteamericano R. Millikan determinó, con la famosa experiencia de la gota de aceite su carga: 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: 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 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

8. 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 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

9. Descubrimiento del Protón Rutherford en 1919 a través de reacciones como: protón ( Bambardeo de núcleos de átomos de nitrógeno con partículas alfa ) • Siempre aparecía el núcleo de Hidrógeno ( 1H). • Independiente de si era Nitrógeno (N) u otro núcleo, como Boro, Fluor, Neón, Sodio etc..., 1 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 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

10. + + Experimento de Rutherford Experimento de Rutherford Applet de Angel Franco 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. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

11. 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: IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

12. – – – + + + + + + + + + Modelo atómico de Rutherford átomo CORTEZA donde describen órbitas los electrones vacío Su número nos permite identificar a los átomos protones 1 cm NÚCLEO nucleones neutrones 1 km (7 nucleones:neutrones y protones) Li 7 Este átomo se conoce como: (3 protones) 3 Los átomos son neutros pues tienen el mismo número de protones (carga positiva) en su núcleo que de electrones (carga negativa) en su corteza. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

13. Orígenes de la teoría cuántica Sólo lectura 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. Applet W.Fendt IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

14. Espectros atómicos de emisión Sólo lectura IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

15. Sólo lectura 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 Educaplus Espectros atómicos IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

16. Teoría cuántica de Planck Sólo lectura 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 Energía 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 Energía cuantizada n es un número cuántico Contiene un número entero de cuantos IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

17. - - - V Efecto fotoeléctrico Sólo lectura Applet Educaplus luz incidente En 1887 el físico alemán H. Hertz descubrió que al incidir una radiación electromagnética sobre una superficie metálica, ésta desprendía electrones. Electrodo colector Cátodo A este fenómeno se le denominó efecto fotoeléctrico luz electrones la luz tiene la capacidad de arrancar (extraer) electrones de una superficie metálica A Fotoelectrones + – En 1905 el físico alemán A. Einstein explicó el efecto fotoeléctrico mediante la teoría cuántica. Batería 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: Applet Educaplus IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

18. – – – – + + + + Limitaciones del modelo atómico de Rutherford Sólo lectura 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 según las leyes del electromagnetismo clásico átomo de Rutherford el electrón debe emitir energía en forma de ondas electromagnéticas a costa de perder su propia energía ÁTOMO INESTABLE IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

19. - + + + 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. • Estas órbitas circulares son estacionarias: el electrón no emite energía cuando circula por ellas Electrón excitado • Sólo se emite o absorbe energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro. fotón Átomo de Bohr : emisión de energía luz causante de las rayitas coloreadas de los espectros atómicos “Mecanismo” con el que se produce la luz en las bombillas con las que nos iluminamos en nuestras casas n = 3 n = 2 Núcleo IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

20. Mecánica cuántica aplicada al átomo Sólo lectura 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. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

21. Mecánica Cuántica Sólo lectura 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 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

22. 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. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

23. Hay distintos tipos de orbitales: Orbitales s (ℓ = 0) 1 en cada nivel ( m = 0) ( m=–1 ) Orbitales p (ℓ = 1) 3 en cada nivel ( m=0 ) a partir del 2º ( m=1 ) Orbitales atómicos ( m=–2 ) ( m=–1 ) Orbitales d (ℓ = 2) 5 en cada nivel) (m = 0 ) a partir del 3º ( m= 1 ) Applets orbital ( m= 2 ) ( m=–3 ) ( m=–2 ) ( m=–1 ) Orbitales f (ℓ = 3) 7 en cada nivel ( m= 0 ) a partir del 4º ( m= 1 ) ( m= 2 ) ( m= 3 ) IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

24. Modelo mecánico-cuántico (Cont) Orbitales s ℓ = 0 Orbitales p ℓ = 1 ℓ = 1 ℓ = 1 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

25. Orbitales d ℓ = 2 ℓ = 2 ℓ = 2 ℓ = 2 ℓ = 2 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

26. Orbitales f ℓ = 3 ℓ = 3 ℓ = 3 ℓ = 3 ℓ = 3 ℓ = 3 ℓ = 3 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

27. Orbitales p Orbitales s Orbitales d IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

28. Configuraciones electrónicas n = 7 n = 6 n = 5 Nivel n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 Orbital s p d f 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 de construcción o aufbau o de mínima energía : regla n+ℓ • 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 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

29. Configuraciones electrónicas (Cont.) 7p 6d 5f 7s 6p 5d 4f 6s 5p Orden de llenado de los orbitales 4d Energía creciente 5s 4p 3d 4s Se llena primero el orbital vacío de menor energía, que es aquel cuya suma de los nº cuantos n+ℓ sea menor. 3p 3s 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. 2p 2s Hay una regla muy simple y muy útil para saber el orden de llenado de los orbitales: El diagrama de Moeller 1s IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

30. Podemos escribir la configuración electrónica de cualquier elemento conociendo su número atómico y aplicando el diagrama de Moeller: Empieza aquí Otro diagrama moeller Sigue el camino que indican las flechas amarillas H ( Z = 1 ) 1 s1 He ( Z = 2 ) 1 s2 2 s1 1 s2 Li ( Z = 3 ) Be ( Z = 4 ) 1 s2 2 s2 1 s2 2 s2 2 p1 B ( Z = 5 ) 1s2 2 s2 p1 C ( Z = 6 ) 2 s2 2 p2 1 s2 1s2 2 s2 p2 Ne ( Z = 10 ) 1s2 2 s2 p6 2 s2 2 p6 1 s2 Cl ( Z = 17 ) 2 s2 2 p6 1 s2 3 s2 3 p5 1s2 2 s2 p6 3 s2 p5 Applet Configuración electrónica Configuración electrónica IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

31. 6 p 5 d 6s 4 f 5 p 4 d Energía 5 s 4 p 3 d 4 s 3 p 3 s 2 s 2 p n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = ; l = ; m = ; s = n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ 1 s Podemos comprobar los tres principios: Principio de construcción Principio de máxima multiplicidad de Hund Principio de exclusión de Pauli IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

32. 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 7 p 6 d 5 f 7s 6 p Energía 5 d 6s 4 f 5 p 5 s 4 d 4 p 4 s 3 d H He Li Be B C N O F Ne 3 s 3 p Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe At Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po Rn 2 s 2 p Rf Db Sg Bh Hs Mt Fr Ra Ac Ds Rg Ce Pr Nd Pm Sm Eu Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Gd Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw n = 4; l = 3; m = – 3; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 5; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 6; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 5; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 5; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 4; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 5; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 5; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 5; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 5; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 5; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 6; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 4; l = 3; m = – 1; s = – ½ n = 5; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 6; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 5; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 3; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 3; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 3; m = + 2; s = – ½ n = 4; l = 3; m = + 3; s = – ½ n = 4; l = 3; m = – 3; s = + ½ n = 4; l = 3; m = – 2; s = + ½ n = 4; l = 3; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 3; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 3; m = + 1; s = + ½ n = 6; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 3; m = + 3; s = + ½ n = 4; l = 3; m = + 2; s = + ½ n = 5; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 5; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 6; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 6; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 5; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 5; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 6; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 5; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 5; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 5; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 5; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 7; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 7; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 6; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 3; m = – 2; s = – ½ n = ; l = ; m = ; s = n = 5; l = 3; m = – 1; s = + ½ n = 6; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 5; l = 3; m = – 3; s = – ½ n = 5; l = 3; m = – 2; s = – ½ n = 5; l = 3; m = – 1; s = – ½ n = 5; l = 3; m = 0; s = – ½ n = 5; l = 3; m = + 1; s = – ½ n = 5; l = 3; m = + 2; s = – ½ n = 5; l = 3; m = + 3; s = – ½ n = 6; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 5; l = 3; m = – 3; s = + ½ n = 5; l = 3; m = 0; s = + ½ n = 6; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 5; l = 3; m = + 1; s = + ½ n = 5; l = 3; m = + 2; s = + ½ n = 5; l = 3; m = + 3; s = + ½ n = 6; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 6; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 6; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 6; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 6; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 6; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 5; l = 3; m = – 2; s = + ½ 1 s IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

33. 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). 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. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

34. 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 2.3. 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 o FAMILIAS PERIODOS IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

35. Tabla Periódica de los elementos Símbolos y número atómico Db Sg Hs Ds Rg Cp Rf Ubicación de las Tierras raras (lantánidos y actínidos) (lantánidos ) ( actínidos) IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

36. Estructura electrónica y Tabla Periódica 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 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 Todos tienen 1 nivel o capa Todos tienen 2 niveles o capas Todos tienen 3 niveles o capas p Todos tienen 4 niveles o capas s d Todos tienen 5 niveles o capas Todos tienen 6 niveles o capas Todos tienen 7 niveles o capas Configuración electrónica: capas o niveles de energía f • 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 Tabla periódica electrones en la última capa Configuración electrónica Tabla periódica IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

37. Estructura electrónica y Tabla Periódica (Cont.) IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

38. 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: Es el radio del átomo • Radio atómico • 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 Es la energía liberada cuando un átomo A en estado de gas gana un electrón y se convierte en un ión negativo (anión) A– • Afinidad electrónica 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. • Electronegatividad IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

39. 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 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 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 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 1 1 1 2 2 2 2 3 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 • Radio atómico Aumenta en el sentido de la flecha • Energía de ionización Aumenta en el sentido de la flecha • Afinidad electrónica Aumenta en el sentido de la flecha • Electronegatividad Aumenta en el sentido de la flecha IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

40. 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 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 1 2 2 3 3 4 4 5 5 6 6 7 7 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. • Carácter metálico Aumenta en el sentido de la flecha • Carácter no metálico Aumenta en el sentido de la flecha IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

41. FIN IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

42. J. Dalton: • A New System of Chemical Phylosophy, 1808. VOLVER IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

43. 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. • 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. • Los grupos de los lantánidos y actínidos no tienen una colocación definida en la tabla. • 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. VOLVER IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

44. Toda la materia del universo está formada por algunos de estos elementos H O C N Los seres vivos estamos formados por: Constructores 65% 18% 10% 3% Macronutrientes Ca P K S Na Mg Cl 1,5% 1% 0,35% 0,25% 0,15% 0,05% Micronutrientes Se Zn Mo I Sn Mn Cu Cr V F Si Fe IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

45. ACTIVIDADES 1. ¿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 3f 8. ¿Existe alguna diferencia entre los términos órbita y orbital? 9. ¿Por qué existen cinco tipos de orbitales d y siete tipos de orbitales f? 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 2s22px22py2; d)1s2 2s22p6 3s23p6 4s1. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química