ESTRUCTURA DE LA MATER[A

Partículas constituyentes del átomo

Masa

1 u

1 u

1/1837 u

Carga

+e

o

-e

~ Protón Neutrón

Electrón I

e= 1,6-10-19 C u = unidad de masa atómica = 1,66010-24 9

Número atómico (Z) = n° de protones.Número másico (A) = n° de protones y neutrones

Hipótesis de Planck

Energía de un cuanto de luz: E= b.v; c = A..vh = constante de Planck = 6,626.10-34 J.s; c = velocidad de la luz en el vacío =

3.108 mis; v = frecuencia (Hz); A = longitud de onda (m).

Efecto fotoeléctrico

h.y=W+ECmáxy = frecuencia de la radiación con que se ilumina.

W = trabajo de extracción = h.yo (yo = frecuencia umbral)

ECmáx = Y2 me.Ymáx2 = e.¿:\V (¿:\V = potencial de frenado)

.Solo hay efecto fotoeléctrico cuando Y > Yo

.Un aumento en la intensidad de la radiación o en el tiempo de exposición hace quesea mayor el número de electrones extraídos, pero no su energía cinética.

1

Espectros atómicos

Espectros de emisión-Se obtienen dando una descarga eléctrica a un gas encerrado

en un tubo. La radiación emitida por el gas se hace pasar através de un prisma que descompone la luz y cada una de lasradiaciones emitidas aparece en forma de líneas en la placadetectora.

lonaitud de onda .

Espectros de absorción-Se obtienen descomponiendo con un prisma la luz que pasa

a través de un gas caliente. En la placa detectora se registra unaserie de líneas negras sobre el fondo del espectro continuo. Laslíneas corresponden a las radiaciones que ha absorbido el gascaliente.

longitud de onda .

Niveles de energia

Los espectros se explican suponiendoque en el átomo existen una serie de nivelesde energía indicados por un número "n" quepuede tomar valores enteros positivos (1, 2,

3,...,00) y las líneas corresponden asaltosentre estos niveles.

/".--/",-"-,,=6, , , , n= j

.~- I'f-~ ,,=4

1 Brockott

i.c

~""Q

.!

jEn el caso del espectro de emisión delátomo de hidrógeno, el único electrónexistente estaria, antes de recibir la descarga,en su nivel fundamental (n = I) y, cuando

recibe energía, el electrón la absorbe y saltaa un nivel superior (al que llamaremos n2).Después devuelve esa energía como un fotón

de energía h .v y cae a un nivel inferior (ni).

-~Eom

,8.,

";:

.j\

6~

8

l i~*

In ~;]-o

.§

¡o

'~!1Iii

senes[.J=."

.!

.;;,

f~

Las líneas se agrupan endependiendo del valor de n¡:

.Para nl=1 Serie de Lyman.

.Para nl=2 Serie de Balmer.

.Para nl=3 Serie de Paschen.

.Para nl=4 Serie de Brackett.

.Para nl=5 Serie de Pfund.

xv,1

I:,

1f.l

Las longitudes de onda de lasradiaciones emitidas por el átomo dehidrógeno vienen dadas por la fórmula deBalmer:

Modelo atómico de Bohr (1913)Bohr a la vista de estos resultados propuso un modelo atómico que se resume en tres

postulados:I. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares de energía

detenninad~ en estas órbitas los electrones no emiten radiación.2. Las órbitas en las que se mueve el electrón no pueden ser cualesquiera, están

cuantizadas.3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción

de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de

energía entre ambas órbitas.

~E=En2-Enl = h .v

y la energía de cada nivel es:

RHE ---n- nZSiendo RH la constante de Rydberg en unidades de energía = 2,18.10-18 J= 13,6 eV.Por tanto la energía del nivel fundamental (n=l) = -13,6 eV.

El modelo de Bohr explicaba el espectro del hidrógeno, pero no su estructura fina queseria explicada por Sommerfeld, y sobre todo no tenía en cuenta los dos principios siguientes.

Principio de dualidad onda-corpúsculo {De Broglie, 1924)

Toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.h

íi.=-.:..::.--

m.v

Principio de incertidumbre de (Heisenber2, 19271

Es imposible determinar simultáneamente por métodos experimentales con precisiónabsoluta la lJosición y la velocidad de una partícula.

Modelo mecanocuántico

El movimiento del electrón en este modelo es descrito por una función de onda ('I') que seobtiene de la ecuación de Schrodinger y su cuadrado ('{'2) da la probabilidad de encontrar alelectrón en una determinada región del espacio. Resolviendo dicha ecuación se obtienen los

orbitales.Un orbital es una región del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar al

electrón. Cada orbital viene caracterizado por los valores de tres números cuánticos:.n = n° cuántico principal. Cuantiza la energía del orbital. Puede tomar los valores

I, 2, 3. ....e= n° cuántico acimutal. Cuantiza los subniveles de energía del orbital. Puede valer

O ( orbital s), I ( orbital p ), 2 ( d), 3 (1). ..hasta n-I..m = n° cuántico magnético. Cuantiza el momento magnético del orbital. Puede

V~1~T -I O I

La fonna de los orbita!es depende del valor de 1-, y el número de orbitales con la misma

fonna -pero distinta orientación espacial- depende de los valores que pueda tomar m..Cuando 1- = O, m solo puede valer 0 y obtenemos un único orbita! "s" que tiene

fonna esférica-

.Cuando 1-=1, m puede valer -I, 0 y I, luego hay 3 orbitales "p": Px, py y Pz que

tienen la fonna de dos esferas achatadas orientadas según cada uno de los tres ejes.

.Cuando 1-=2, m puede valer -2, -I, 0, I y 2, por lo tanto hay 5 orbitales "d" cuyas

fonnas se representan en la figura que se muestra más abajo-

.Si 1-=3, m= -3, -2, -1,0, 1,2 o 3, luego hay 7 orbitales "f'.

,,1Z

¡Z

)

lztZ

" /

Orbital Pz

r~

t

~

I¿

x yy

Orbita! s

/,/

Orbital dxy ¡~Orbital dyz ---

Por otra parte el espín del electrón también está cuantizado mediante un cuarto número

cuántico:

.

Orbital d1'7 Orbítal d72

s = n° cuántico de espín. Cuantiza el giro del electrón. Puede valer :t1f2

Princinio de exclusión de Pauli

Dos electrones no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales.

Por lo tanto en un orbital detenninado, que ya tiene definidos los números cuánticos n, t' ym, solo se pueden alojar dos electrones: uno con s= +Y2 y otro con s = -Y2. y en cuanto a los

subniveles, pueden alojarse:.En el subnivel s (I orbital) como máximo 2 electrones.

.En el subnivel p (3 orbitales) como máximo 6 electrones.

.En el subnivel d (5 orbitales) como máximo lO electrones-

.En el subnivel f (7 orbitales) como máximo 14 electrones.

~

Confi2uración electrónica,,"C

Los orbitales se llenan de acuerdo con la regla n + .e mínimo, ~< ,/

siguiendo el diagrama de Moeller representado en la figura. ..~f_¿ ¿

Ejemplo: ,).~4 ~22Ti: ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2, se llena antes el4s (n+.e = 4+0 = 4) ~ // A~

que el 3d (n+.e = 3+2 = 5). ~~/

Hay algunas excepciones: .~/ ./.En el Cr y Mo se alojan 5 electrones en el sub nivel "d", ~

uno en cada orbital "d" porque los 5 orbitales semillenos ~

dan estabilidad, Cr: [Ar] 4s1 3d5..En Cu, Ag y Au se alojan 10 electrones en el subnivel "d", dos en cada orbital "d"

porque los 5 orbitales llenos dan mayor estabilidad, Cu: [Ar] 4s1 3d1o..La y Ac alojan su último electrón en 5d antes que en 4f, La: [Xe] 6s2 5d1.

Regla de Hund

Los electrones ocupan los orbitales tendiendo al mayor desapareamiento posible.

Ejemplos:.C ls2 2s2 2px I 2py 1 (2 electrones desapareados)

.N ls2 2s2 2px I 2py I 2pzI (3 electrones desapareados)

.O 1 S2 2s2 2px2 2py 1 2pz 1 (2 electrones desapareados )

Esta regla explica porque los cabezas de grupo tienen una sola valencia y los siguientesmás de una. El O solo puede desaparear dos electrones, sin embargo el S puede desaparear 2,4 y 6 electrones porque dispone de orbitales "d" para hacerlo.

-2

4

6

tt t

Lo mismo ocurre con el F (I) y el CI, Br y I (1,3,5 y 7).

Sistema Deriódico

Mendeléyev ordenó los elementos según sus pesos atómicos y agrupándolos por suspropiedades químicas. Posteriormente Moseley descubrió que el número atómico era la baseadecuada para la ordenación. El sistema periódico actual consta de 7 periodos (filas) y 18grupos (columnas). En cada grupo están los elementos que tienen la última capa de suconfiguración electrónica igual.

Grupo 1 (lA): Alcalinos (excepto el hidrógeno), nsl, GrupO 2 (IIA): Alcalinotérreos, ns2

Grupos 3-12: Elementos de transición, ns2 (n-1)dl-10GrupO 13 (IllA): Térreos, ns2 nplGrupo 14 (N A): Carbonoideos, ns2 np2GruOO 15 (V A): Nitrogenoideos. ns2 no3

Grupo 16 (VIA): Anfigenos, ns2 np4Grupo 17 (VllA): Halógenos, ns2 np5Grupo 18 (VIllA): Gases Nobles, ns2 np6Elementos f: elementos de transición interna, tieITas raras (Jantánidos y actínidos).

Propiedades periódicas

Radio atómico

:1

~ ~ , -

J

En un grupo el radio aumenta con el númeroatómico (hacia abajo) porque aumentan las capas delátomo, y también porque los electrones más internosrepelen al último electrón (efecto pantalla) haciendoque el átomo se expanda. L

En un l2eriodo el radio disminuye con el númeroatómico (hacia la derecha) porque aumenta el número de protones en el núcleo y aumenta lafuerza de atracción sobre el último electrón, que entra siempre en la misma capa, con lo que el

átomo se contrae.

Radio iónico

Se pueden dar dos casos:.Los iones o átomos comparados tienen el mismo número de capas: tendrá roeDor radio

iónico el que tenga más protones en el núcleo pues la fuerza de atracción por la últimacapa será mayor y el átomo se contraerá. Ejemplo:

M 2+ N + N 1;'- 0 2-12 g < 11 a < 10 e < 9' < 8 ,(todos tienen la misma configuración electrónica: lS2 2s2 2p6).

.Los iones o átomos comparados tienen distinto nÚmero de capas: tiene mayor radio elque tenga más capas. Ejemplo: 02- (ls2 2s2 2p6) < S2- (IS2 2s2 2p6 3s2 3p6)

Potencialo energía de ionización

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso yfundamental.

A + 1 a Energía de ionización -+ A++ 1 e-

La segunda energía de ionización es la necesaria para aITancar un segundo electrón'A++ 2a Energía de ionización -+ A 2+ + 1 e-

y de la misma forma se definen la 3a, 4a, etc. energías de ionización.Su variación en el Sistema Periódico depende de los siguientes factores:

Proximidad al núcleo del electrón: la fuerza de atracción entre los protones y elelectrón que se va a arrancar viene dada por:

.

ZeZ

F=KRZA mayor proximidad (menor R), mayor fuerza de atracción y mayor es la energíanecesana.Efecto pantalla: es la repulsión que ejercen los electrones más internos sobre elelectrón de la última capa. A mayor efecto pantalla, más fácil es arrancar el electrón yla energía necesaria es menor.

.

Para determinarlo se aplican las siguientes reglas:1. Los elementos en estado puro tienen número de oxidación O.2. El oxígeno combinado siempre tiene -2, excepto en los peróxidos (como H20V que

tiene -1 y en el OF2 que tiene +2.3. El hidrógeno combinado siempre tiene +1, excepto en los hidruros metálicos

(como NaH) que tiene -1.4. Los metales combinados tienen como número de oxidación sus valencias con carga

positiva.5. En un compuesto la suma de los números de oxidación de todos los átomos ha de

ser igual a la carga eléctrica del compuesto. Así se obtienen los números deoxidación de los no metales que son su valencia iónica con signo negativo y susvalencias covalentes con signo positivo.

Ejemplos:Fe (metal) = 0, +2, +3.S (no metal) = -2, 0, +2, +4. +6.

~