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 nopodemos ver porque son extremadamentepequeños.
¿Por qué se propuso la existencia de losátomos?
(*) 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 elementosen 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 deotro 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 omás elementos.
Teoría Atómica de Dalton (1808)
Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICASde 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 porpartículas negativas denominadas electrones.
Electrónnegativo
Carga positivadistribuida por la esfera
El modelo atómicode Thompson
Componentes del Átomo: núcleo y protones
Partículas dispersas
La mayoría de laspartículas no se desvían
Lámina finade oro
Pantalla circular fluorescente (ZnS)
Fuente de partículas alfa
Haz dePartículas
Partículas incidentes
Átomos de lalámina de oro
Núcleo
La mayoría de la masa del átomoy toda su carga positiva seconcentra en un a región muypequeña pero muy densa,denominada núcleo.
El núcleo es el origen de queunas pocas partículas alfa“reboten”.
La gran mayoría del volumentotal del átomo es una espaciovacío en el que los electrones semueven alrededor del núcleo.
Ello explica que la granmayoría de las partículasalfa pasen a través de lalámina.
Componentes del Átomo: núcleo y protones (Rutherford)
Componentes del Átomo: núcleo y neutrones
En 1932 James Chadwick descubrió losneutrones que son partículas subatómicas quese encuentran en el núcleo y no tienen carga.
Bombardeó una muestra de Be con partículasalfa (núcleos de helio), que hacen que el berilioemita una radiación. Al estudiar esta radiación,que antes había sido confundida con rayosgama, se dio cuenta que no era afectada por uncampo magnético.
Como todas las partículas con carga al moverse,generan un campo magnético, estas partículasdebían ser neutras, y no eran fotones porque nopresentaban el efecto fotoeléctrico.
Su descubrimiento apoyo el modelo atómicopropuesto 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 ()Frecuencia ()
Amplitud ()
Bajafrecuencia
Altafrecuencia
La luz como un haz de fotones (naturaleza corpuscular)
Energíaradiante
(fotones)
Electronesemitidos
(corrienteeléctrica)
Superficie
Efecto fotoeléctrico
•Los electrones sólo se arrancancuando la luz incidente supera uncierto valor de la energía.
•El número de electronesarrancados es proporcional a laintensidad de la luz.
Einstein demostró mediante elefecto fotoeléctrico que la luz estáformada por un haz de partículasdenominadas fotones.
En el siglo XVII Newtondemostró que la luz natural(blanca) puede descomponerseen sus diferentes colores,originando un espectro continuo,donde aparecen todas laslongitudes de onda entre 400 y700 nm (aproximadamente).
Fuente
Rendija
Prisma
Pantalla
La luz es radiación electromagnética. La radiación electromagnéticapuede tener longitudes de onda muy cortas o muy largas.
El espectro visible es sólo una pequeña parte del espectroelectromagnético, que contiene todas las radiaciones existentes en elUniverso.
El espectro electromagnético
Actividad 1. Espectros atómicos
Sustancias:
LiCl, NaCl, SrCl2
Disolución de HCl
Materiales:
Una punta de grafito
Un encendedor nuevo
Al calentar un compuesto se le proporciona energía.
¿Qué observamos cuando calentamos compuestos quetienen 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 noson continuos, sino que estánformados por líneas a longitudes deonda 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 deabsorción coinciden y no dependen delcompuesto estudiado, sino del elemento, parececlaro que los espectros atómicos estánrelacionados con los átomos, que deben teneruna estructura interna que de cuenta de ambostipos de espectros.
Espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del hidrógeno (región del visible)
Las líneas aparecen cuando un electrón absorbe esa energía paradesplazarse de un nivel de energía a otro distinto. Ello significa quesólo algunos niveles de energía están permitidos, es decir, que losniveles están cuantizados (limitados a determinados valores).
Se demostró que estas líneas podíanpredecirse mediante ecuaciones con seriesmatemáticas empíricas como:
¿Cómo se relacionan los espectros con la estructura de los átomos?
La respuesta de Bohr
En el átomo de hidrógeno el electróngira en una órbita circular alrededor delnúcleo. Esta es una órbita estable en laque el electrón no emite energía.
Orbita estable es aquella en la que elmovimiento circular del electrón estácuantizado:
mvr = nh/2
donde n = 1, 2, 3… etc
e-, me
p+, mp
r
v
El valor del radio viene determinado por:
es la cte de Rydberg RH
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 laenergía del electrón del hidrógeno prácticamente idéntico alobtenido empíricamente con las series matemáticas, por lo quepuede escribirse:
n es el número cuántico principal, que toma valores 1,2,3,4,... El estadode energía más estable es el que corresponde a n = 1, que se denominaestado fundamental.
Cuando el electrón pasa a un estado con n = 2 o superior (lo queconsigue al absorber energía), entonces se dice que está en un estadoexcitado. 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 energíaobservados en los espectros:
e
e
hh
Excitación
e
e
hh
Relajación
Del modelo de Bohr a la mecánica ondulatoria
El modelo de Bohr permite predecir las líneas del espectro de hidrógeno con un0.1 % de error. Sin embargo, al aplicarse al helio, este error aumenta hasta el 5%.Para elementos con más electrones no proporciona resultados que coincidan conlos experimentales. El modelo de Bohr sólo es correcto para el átomo dehidrógeno u otros sistemas hidrogenoides, esto es, que sólo contengan unelectrón.
La explicación de la estructura del átomo no podía ser explicada en función de unsimple giro de los electrones alrededor del núcleo en una órbita definida. En ladécada de 1920 algunos científicos comenzaron a especular sobre una teoríaconstruida desde un nuevo enfoque: el comportamiento dual del electrón comopartícula 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 enmovimiento tiene propiedades de onda.
Para la luz: E = h = hc / (Planck)
Para partículas: E = mc2 (Einstein)
Luego para la luz mc = h/
y para las partículas m v = h/
La función de onda
E. Schrodinger
1887-1961
Entonces, un físico de nombre Schrödinger aplicó la idea de que unelectrón podía considerarse como una onda para describir sucomportamiento en el átomo. Propuso una ecuación que proporcionaríala función de onda que describiría dicho comportamiento. Cadafunción de onda describe un estado energético permitido para loselectrones en un átomo. Así, la cuantización propuesta por Bohr surgeahora durante el tratamiento matemático de la mecánica cuántica.
La ecuación de onda de Schrödinger para el único electrón del átomo dehidrógeno es la siguiente:
Números cuánticos
•La ecuación de Schrödinger puede solucionarse de forma exacta para el átomo dehidrógeno.
•Al hacerlo se obtienen una serie de funciones de onda.
•Cada una de esta soluciones depende de un conjunto de tres números que sedenominan números cuánticos, ya que la energía para un electrón tiene un valordefinido y por lo tanto está cuantizada
• Un orbital atómico queda definido por los tres valores de estos númeroscuánticos, que se representan como n, l y ml.
Números cuánticos
Las soluciones a esta ecuación diferencial son funciones de onda () quedependen de los ángulos () y de la distancia de cada electrón al núcleo (ao ,radio de Bohr), como las siguientes:
l
ml
0
0
1
1
0
31/2 cos
1
1
(3/2)1/2 senq ei
2
0
(5/4)1/2 (3cos2 - 1)
2
1
(15/4)1/2 cos senei
n
l
f(r)
1
0
2
2
0
(1 / 22)(2-)
2
1
(1 / 26)
3
0
(1 / 93)(6-62)
3
1
(1 / 96)(4-
3
2
(1 / 930)2
Parte radial: Rnl(r) = f(r)(Z/a0)3/2 e-/2
ao = 0.523; = 2Zr/na0
Parte angular: l,ml (ml() = (1/4)1/2 Y()
Números cuánticos
El primer número cuántico, o número cuánticoprincipal, n, designa el nivel de energía principal. Estenúmero toma valores enteros naturales a partir de launidad. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía delelectrón 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 queexisten dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos. Estenúmero toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en cada nivel nhay l subniveles.
n = 1l = 0
n = 2l = 0, 1
n = 3l = 0, 1, 2
n = 4l = 0, 1, 2, 3
Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar lossubniveles:
valor de l 0123
Subnivelspdf
sharpprincipal difuse fundamental
Números cuánticos
Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólodepende de n.
Para los átomos con más de un electrón, la energía depende tantode 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 sediferencian en el valor del tercer número cuántico ml. Este número informa sobrela orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los valores de ml vandesde –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 disposiciónde los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electronesque existe en cada nivel y tipo de subnivel.
Energía
Orden de llenado porenergía
Principio de construcción.
Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen lassiguientes reglas:
1)Principio de energía mínima.
Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayorenergía 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 mismonivel energético, se colocarán los electrones de forma que se ocupe el mayornúmero de orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible.
Configuraciones electrónicas
Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica
Li3 1s2 2s1
Be4 1s2 2s2
B5 1s2 2s2 2p1
C6 1s2 2s2 2p2
N7 1s2 2s2 2p3
Ne10 1s2 2s2 2p6
Na11 1s2 2s2 2p6 3s1
electrón
de valencia
Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en elúltimo nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse conotros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden colocarcomo puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis)
Nos sirven para explicar el enlace covalente
Electrones de valencia. Configuración electrónica
Actividad 2:
Configuraciones electrónicas deelementos de diferentes periodos perodel 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 delúltimo nivel energético.
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
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 lasmás estables, por lo que los iones tienden a poseer talconfiguración.
n s2p6
Cuando un átomo se ioniza, gana opierde electrones en el orbital demayor energía para alcanzar unaconfiguración de gas noble. Elsodio tiene que perder unelectrón o ganar siete electronespara conseguir tal configuración.Por ello, el ión Na+ es el estadode oxidación más frecuente (yúnico) 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 requeriríaperder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación másfrecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.
Periodicidad y Ley Periódica
Para entender la periodicidad yla ley periódica se deben derevisar algunas propiedades
Propiedades Periódicas
Son propiedades mensurables para los elementos
Son propiedades que, al analizar sus valores en funcióndel número atómico, tienen un comportamiento que serepite periódicamente
Ley periódica:
“Las propiedades de los elementos varíanen función de sus números atómicos”
Propiedades Periódicas relacionadas con Reactividad
Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las energíasasociadas con la eliminación o adición de electrones, son de importanciapara poder explicar las propiedades químicas de los elementos. Elconocimiento de la variación de estas propiedades permite poderracionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico oestructural determinado.
- Radio atómico y radio iónico.
- Energía de ionización.
- Afinidad electrónica.
- Electronegatividad.
Relaciones periódicas entre los elementos
Las propiedades de los elementos estánrelacionadas con su configuración electrónica ycon 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)
Incremento de la reactividad
Elementos del Grupo 1A (ns1, n 2)
Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción en frío
M M+2 + 2e-
Incremento de la reactividad
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)
Incremento de la reactividad
Elementos del Grupo 7A (ns2np5, n 2)
Elementos del Grupo 8A (ns2np6, n 2)
Niveles ns y subniveles npcompletamente llenos.
Energías de ionización másaltas que las de todos loselementos.
No tienden a aceptar ni adonar electrones, por loque difícilmentereaccionan y por eso se lesconoce 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. Elradio covalente de un elemento no metálico se define, de forma similar, como la mitadde la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. Elradio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y anionesvecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es elradio iónico del anión oxo, O2-, con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construirtablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones.
Radio atómico
Radio atómico
Aumenta el radio atómico
Aumenta elradio atómico
Radio (Å)
Variación del radio atómico en relación al número atómico.
Radios atómicos y radios iónicos
Las variaciones delos radios iónicos alo largo de la Tablaperiódica sonsimilares a las de losradios atómicos.
Además sueleobservarse que
rcatión < rátomo
Y
ranión > rátomo
Energía de ionización (kJ/mol)
Aumenta E. Ionización
Aumenta E. Ionización
Energía de ionización
La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínimanecesaria 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 energíaasociada 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 () de un elemento es la capacidad que tiene un átomo dedicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de uncompuesto.
Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muyelectronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es aperder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementosalcalinos).
Electronegatividad
Electronegatividad
Disminuye laelectronegatividad
Disminuye laelectronegatividad