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CARMEN LÓPEZ
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TEORÍA DE DALTON
(1808)
La materia está constituida por entidades
elementales, llamadas átomos que son
indivisibles.
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MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
“El átomo está constituido por un núcleo, en
el que se encuentra localizada la casi
totalidad de la masa atómica y toda la carga
positiva, alrededor del cual y a grandes
distancias de él, giran los electrones con una
velocidad tal que su fuerza centrípeta sea la
fuerza de atracción electrostática”.
3
ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
4
Limitaciones
• Suponía que los electrones giraban en órbitas alrededor del núcleo
sometidos a la atracción eléctrica de éste. Según la teoría
electromagnética eso implicaría necesariamente una continua emisión de
energía en forma de ondas electromagnéticas por parte de los electrones,
obtenida a expensas de su energía cinética. Esta, tras un tiempo,
terminaría por agotarse, cayendo irremisiblemente dichos electrones
sobre el núcleo, lo cual, obviamente, no ocurre.
• Este modelo no es capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción
o emisión de los espectros atómicos. Para Rutherford la energía podía
tomar cualquier valor en el átomo, su modelo es energéticamente
continuo e inestable.
• Supone nula la masa del electrón, cosa que no es cierta.
• No considera la posible interacción de los electrones en la corteza.
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ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA
Para dar una explicación a la radiación
emitida por los cuerpos calientes, Max Planck
establece que la energía que emite o absorbe un
átomo está formada por pequeños paquetes o
cuantos de energía.
La energía de un cuanto viene dada por:
E=h
 frecuencia con la que oscila el átomo.
h constante cuyo valor es 6’626176.10-34J.s.
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• La hipótesis de Planck, no fue bien acogida hasta
que, en 1905, Albert Einstein la aplicó a la
resolución de un fenómeno inexplicable por
entonces: el efecto fotoeléctrico.
EL EFECTO FOTOELÉCTRICO
La propiedad que presentan algunos metales de
emitir electrones al ser sometidos a la irradiación
de luz.
hincidente = h0umbral + Ec salida del electrón
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ESPECTROS ATÓMICOS
ESPECTROS ATÓMICOS
ESPECTROS DE ABSORCIÓN Y DE EMISIÓN
10
MODELO ATÓMICO DE BOHR
11
INTERPRETACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS
12
LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR.
CORRECCIONES CUÁNTICAS
Solo se aplicaba de forma estricta al hidrógeno.
Nº cuánticos:
n: nº cuántico principal, determina el tamaño de la órbita y en gran
medida la energía del electrón. n = 1, 2, 3,…
l: nº cuántico secundario o azimutal, define la forma de la órbita y
modifica algo la energía del electrón.
l = 0, 1, 2, …., (n-1)
m: nº cuántico magnético, define la orientación de la órbita. En
ausencia de campos magnéticos no modifica la energía del
electrón. m = -l,…., 0, ……+l
s: nº cuántico spin, el movimiento del electrón también puede ser
de rotación sobre su eje y en dos sentidos.
s = +1/2, -1/2
Orbital atómico es la zona del
espacio en donde hay una gran
probabilidad de encontrar al
electrón, este valor de probabilidad
se cifra arbitrariamente en al menos
el 90%.
14
TIPOS DE ORBITALES
Orbitales de tipo s serán aquellos con l =0.
1s (n = 1, l = 0, m = 0)
15
TIPOS DE ORBITALES
Orbitales de tipo
p
serán aquellos con l = 1, por lo que
existirán tres de ellos pues m podrá valer +1, 0, -1, y se
nombrarán según los ejes sobre los que se hallan situados:
px, py, pz.
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TIPOS DE ORBITALES
Orbitales de tipo d serán aquellos con l = 2, por lo que existirán cinco de
ellos, pues m podrá valer +2, +1, 0, -1, -2, nombrándose según los ejes
en los que se hallan situados: dx2-y2, dxz, dz2, dyz, dxy.
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TIPOS DE ORBITALES
Orbitales de tipo f serán aquellos con l = 3, m
podrá valer +3,+2, +1, 0, -1, -2, -3 por lo que
existirán siete de ellos.
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ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS
ÁTOMOS
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PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
“En un átomo no pueden existir dos
electrones con los cuatro valores de los
números cuánticos iguales”.
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ORDEN ENERGÉTICO CRECIENTE
De acuerdo con el principio de mínima
energía los e- se irán situando en los orbitales
de menor a mayor energía. Será el orbital de
menor energía aquel que tenga el menor valor
de (n+l).
Regla nemotécnica de Möller
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REGLA DE MÁXIMA
MULTIPLICIDAD DE HUND
“Cuando para valores dados de n y l existen
varios orbitales definidos por diferentes
valores de m, estos orbitales se semiocupan
primero y el emparejamiento de electrones
no comienza hasta que todos los orbitales
están semiocupados”.
22
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS
23
Döbereiner (1829).
Elementos de las Peso atómico
triadas.
Li
7
Na
23 (7+39)/2=23
K
39
Naturaleza
Propiedades generales
Metales muy reactivos.
Forman sales solubles en
agua. Dan llamas de
colores brillantes.
Metales muy reactivos.
Dan llama de colores
brillantes. Sus carbonatos y
sulfatos son insolubles.
Ca
Sr
Ba
40
88
137
(40+137)/2=88’5
S
Se
Te
32
No metales, cristalinos, Forman compuestos de olor
79 (32+126=/2=79 coloreados.
desagradable
y
sus
126
compuestos de hidrógeno
son ácidos débiles.
Cl
Br
I
35
No
metales,
muy Sales solubles en agua. Los
80 (35+127)/2=81 reactivos y coloreados.
compuestos de hidrógeno
127
son ácidos fuertes.
24
Charcourtois 1862
“Caracol telúrico” o “Tornillo telúrico”
25
Newlands 1868
1
H
8
F
15
Cl
22
29
Br
36
Pd
42
I
50
Pt,Ir
2
Li
9
Na
16
K
23
Cu
30
Rb
37
Ag
44
Cs
51
Os
3
Be
10
Mg
17
Ca
24
Zn
31
Sr
38
Cd
45
Ba,V
52
Hg
4
B
11
Al
18
Cr
25
Y
32
Ce,La
40
U
46
Ta
53
Tl
5
C
12
S
19
Ti
26
In
33
Zr
39
Sn
47
W
54
Pb
6
N
13
P
20
Mn
27
As
34
Mo
41
Sb
48
Nb
55
Bi
7
O
14
S
21
Fe
28
Se
35
Rn
43
Te
49
Au
56
Th
Co,Ni
26
Lothar Meyer (Alemán) 1834-1907
Lothar Meyer publicó una tabla en la que
distribuía los elementos, hasta entonces
conocidos, en grupos, basándose en las
PROPIEDADES FÍSICAS de los elementos
(radios atómicos, puntos de fusión y
ebullición, etc.) que variaban con el peso
atómico. Los periodos no son todos igual de
largos.
27
Dimitri Mendeleiev (Ruso) 1830-1895
Mendeleiev publicó una clasificación periódica
de los elementos, basada en gran parte sobre
la periodicidad de sus PROPIEDADES
QUÍMICAS (valencia).
28
Ambos hicieron resaltar la llamada
“Ley Periódica “ que nos dice:
“Las propiedades de los elementos químicos
no son arbitrarias, sino que varían con la masa
atómica de una manera periódica.”
29
Dimitri Mendeleiev (Ruso) 1830-1895
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913 Moseley ordenó los elementos de la
tabla periódica usando como criterio de
clasificación el número atómico. Enunció la
“ley periódica”: "Si los elementos se colocan
según aumenta su número atómico, se
observa una variación periódica de sus
propiedades físicas y químicas".
SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL
32
Bloque
Grupo
s
1
2
Alcalinos
Alcalino-térreos
n s1
n s2
p
13
14
15
16
17
18
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
n s 2 p1
n s 2 p2
n s 2 p3
n s 2 p4
n s 2 p5
n s 2 p6
d
3-12
Elementos de transición
n s2(n–1)d1-10
El. de transición Interna (lantánidos y actínidos)
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
f
Nombres
Config. Electrónica
Ejemplo:
Determinar la posición que ocupará un átomo cuya
configuración electrónica termine en 5d4 6 s2.
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS
ELEMENTOS Y SU RELACIÓN CON
EL SISTEMA PERIÓDICO
36
ENERGÍA DE IONIZACIÓN O
POTENCIAL DE IONIZACIÓN
37
POTENCIALES DE IONIZACIÓN DEL
ALUMINIO
Al (g)
Al + (g) + e-
I1 = 580 kJ/mol
Al + (g)
Al +2 (g) + e-
I2 = 1815 kJ/mol
Al +2 (g)
Al +3 (g) + e-
I3 = 2740 kJ/mol
Al +3 (g)
Al +4 (g) + e-
I4 = 11600 kJ/mol
AFINIDAD ELECTRÓNICA O
ELECTROAFINIDAD
X (g) + e -
X - (g) + energía liberada
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En un período aumenta hacia la derecha debido a que los elementos situados
en esta zona (no metales) tienen más tendencia a captar electrones. Como
puedes observar existen muchas irregularidades:
ELECTROAFINIDAD
crece a la derecha
Átomo
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Electroafinidad (KJ/mol)
59,81
38,2
26,7
122,5
-6,8
140,9
328,0
-19,9
En un mismo grupo, disminuye hacia abajo, debido a que los átomos cada vez
son más grandes y el electrón adquirido está más alejado del núcleo y por lo
tanto menos atraído:
ELECTROAFINIDAD
disminuye hacia abajo
Átomo
F
Cl
Br
I
Electroafinidad (KJ/mol)
328,0
348,0
324,0
295,0
ELECTRONEGATIVIDAD
41
VALORES DE
ELECTRONEGATIVIDADES
VOLUMEN ATÓMICO
43
RADIO ATÓMICO
En los períodos cortos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico,
pues el electrón diferenciador se sitúa en el mismo nivel energético y la carga
nuclear va aumentando. Debido a esto, la carga nuclear atrae con más fuerza, para
igual distancia, a los electrones periféricos, lo que produce la correspondiente
disminución. En los períodos largos la variación es más irregular, existiendo dos
mínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno correspondiente.
PROBLEMA
a)De las siguientes secuencias de iones, razone cual se corresponde con la
ordenación en función de los radios iónicos: (I) Be2+ < Li+, < F- < N3-, (II) Li+
<Be2+,< N3- < F- b)Ordene de mayor a menor los radios de los elementos
de que proceden.
a) La secuencia “I” es la correcta, ya que a igualdad de
electrones, y por tanto igual apantallamiento, el Be2+ tiene
una mayor “Z” y por tanto una mayor carga nuclear que el Li+.
Igualmente, el N3– tiene el mismo nº de electrones que el F–
pero es mayor por tener una mayor carga nuclear e igual
apantallamiento.
b) Li > Be > N > F ya que, para el mismo periodo, el radio
atómico disminuye hacia la derecha al haber una mayor carga
(aumenta más “Z” que el efecto pantalla, al ser el
apantallamiento de los e– de la última capa inferior).
CARACTER METÁLICO
•
Los metales serán tanto más
reactivos cuanto mayor sea Z
y mayor sea la distancia al
núcleo, es decir, cuando
pierdan los e– con mayor
facilidad.
Los no-metales serán más
reactivos a mayor Z y menor
distancia al núcleo, es decir,
cuando los e– que entran sean
más atraídos.
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