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 no podemos ver porque son extremadamente pequeños.

¿Por qué se propuso la existencia de los átomos?

(*) 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 elementos en 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 de otro 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 o más elementos.

Teoría Atómica de Dalton (1808)

Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICAS de 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 por partículas negativas denominadas electrones.

Electrón negativo

Carga positiva distribuida por la

esfera

El modelo atómico de Thompson

Componentes del Átomo: núcleo y protones

Partículas dispersas La mayoría de las partículas no se desvían

Lámina fina de

oro

Pantalla circular fluorescente (ZnS)

Fuente de partículas alfa

Haz de Partículas

Partículas α incidentes

Átomos de la lámina de oro

Núcleo

La mayoría de la masa del átomo y toda su carga positiva se concentra en un a región muy pequeña pero muy densa, denominada núcleo.

El núcleo es el origen de que unas pocas partículas alfa “reboten”.

La gran mayoría del volumen total del átomo es una espacio vacío en el que los electrones se mueven alrededor del núcleo.

Ello explica que la gran mayoría de las partículas alfa pasen a través de la lámina.

Componentes del Átomo: núcleo y protones (Rutherford)

Componentes del Átomo: núcleo y neutrones

En 1932 James Chadwick descubrió los neutrones que son partículas subatómicas que se encuentran en el núcleo y no tienen carga.

Bombardeó una muestra de Be con partículas alfa (núcleos de helio), que hacen que el berilio emita una radiación. Al estudiar esta radiación, que antes había sido confundida con rayos gama, se dio cuenta que no era afectada por un campo magnético.

Como todas las partículas con carga al moverse, generan un campo magnético, estas partículas debían ser neutras, y no eran fotones porque no presentaban el efecto fotoeléctrico.

Su descubrimiento apoyo el modelo atómico propuesto 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 (λ) Frecuencia (ν)

λ

λ

Amplitud (ψ)

Baja frecuenci

a

Alta frecuenci

a

La luz como un haz de fotones (naturaleza corpuscular)

Energía radiante

(fotones)

Electrones

emitidos

(corriente eléctrica)

Superficie

Efecto fotoeléctrico

•Los electrones sólo se arrancan cuando la luz incidente supera un cierto valor de la energía.

•El número de electrones arrancados es proporcional a la intensidad de la luz.

Einstein demostró mediante el

efecto fotoeléctrico que la luz

está formada por un haz de

partículas denominadas fotones.

En el siglo XVII Newton

demostró que la luz natural

(blanca) puede

descomponerse en sus

diferentes colores, originando

un espectro continuo, donde

aparecen todas las longitudes

de onda entre 400 y 700 nm

(aproximadamente).

Fuente

Rendija

Prisma

Pantalla

La luz es radiación electromagnética. La radiación

electromagnética puede tener longitudes de onda muy cortas o

muy largas.

El espectro visible es sólo una pequeña parte del espectro

electromagnético, que contiene todas las radiaciones existentes

en el Universo.

El espectro electromagnético

λ

ν

Actividad 1. Espectros atómicos

Sustancias: LiCl, NaCl, SrCl2 Disolución de HCl

Materiales:Una punta de grafitoUn encendedor nuevo

Al calentar un compuesto se le proporciona energía.¿Qué observamos cuando calentamos compuestos que tienen 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 no son continuos, sino que están formados por líneas a longitudes de onda 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 de absorción coinciden y no dependen del compuesto estudiado, sino del elemento, parece claro que los espectros atómicos están relacionados con los átomos, que deben tener una estructura interna que de cuenta de ambos tipos de espectros.

Espectros atómicos

Espectro atómico de emisión del hidrógeno (región del visible)

Las líneas aparecen cuando un electrón absorbe esa energía para desplazarse de un nivel de energía a otro distinto. Ello significa que sólo algunos niveles de energía están permitidos, es decir, que los niveles están cuantizados (limitados a determinados valores).

Se demostró que estas líneas podían predecirse mediante ecuaciones con series matemáticas empíricas como:

−= −

22

21

18 1110179.2

nnxν

¿Cómo se relacionan los espectros con la estructura de los átomos?

La respuesta de Bohr

En el átomo de hidrógeno el electrón gira en una órbita circular alrededor del núcleo. Esta es una órbita estable en la que el electrón no emite energía.

Orbita estable es aquella en la que el movimiento circular del electrón está cuantizado:

mvr = nh/2π

donde n = 1, 2, 3… etc

e-, me

p+, mp

r

v

El valor del radio viene determinado por:

2

22

mZe

hnr =

es la cte de Rydberg RH

= 22

22 1

2 nh

emZE

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 la energía del electrón del hidrógeno prácticamente

idéntico al obtenido empíricamente con las series

matemáticas, por lo que puede escribirse:

n es el número cuántico principal, que toma valores 1,2,3,4,... El

estado de energía más estable es el que corresponde a n = 1,

que se denomina estado fundamental.

Cuando el electrón pasa a un estado con n = 2 o superior (lo que

consigue al absorber energía), entonces se dice que está en un

estado excitado. 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 energía observados en los espectros:

ee

hhνν

Excitación

e e

hhνν

Relajación

Del modelo de Bohr a la mecánica ondulatoria

El modelo de Bohr permite predecir las líneas del espectro de hidrógeno

con un 0.1 % de error. Sin embargo, al aplicarse al helio, este error

aumenta hasta el 5%. Para elementos con más electrones no proporciona

resultados que coincidan con los experimentales. El modelo de Bohr sólo es

correcto para el átomo de hidrógeno u otros sistemas hidrogenoides, esto

es, que sólo contengan un electrón.

La explicación de la estructura del átomo no podía ser explicada en función

de un simple giro de los electrones alrededor del núcleo en una órbita

definida. En la década de 1920 algunos científicos comenzaron a especular

sobre una teoría construida desde un nuevo enfoque: el comportamiento

dual del electrón como partícula 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 en movimiento tiene propiedades de onda.

Para la luz: E = hν = hc / λ (Planck)

Para partículas: E = mc2 (Einstein)

vm

h

⋅=λ

Luego para la luz mc = h/λ

y para las partículas m v = h/λ

La función de onda

E. Schrodinger1887-1961

Entonces, un físico de nombre Schrödinger aplicó la idea de que

un electrón podía considerarse como una onda para describir su

comportamiento en el átomo. Propuso una ecuación que

proporcionaría la función de onda Ψ que describiría dicho

comportamiento. Cada función de onda describe un estado

energético permitido para los electrones en un átomo. Así, la

cuantización propuesta por Bohr surge ahora durante el

tratamiento matemático de la mecánica cuántica.

La ecuación de onda de Schrödinger para el único electrón del

átomo de hidrógeno es la siguiente:

08 2

2

2

2

2

2

2

2

2

=

+

+Ψ+Ψ+Ψ

r

eE

h

m

zyx

πδ

δδ

δδ

δ

Números cuánticos

•La ecuación de Schrödinger puede solucionarse de forma exacta para el

átomo de hidrógeno.

•Al hacerlo se obtienen una serie de funciones de onda.

•Cada una de esta soluciones depende de un conjunto de tres números que

se denominan números cuánticos, ya que la energía para un electrón tiene

un valor definido y por lo tanto está cuantizada

• Un orbital atómico queda definido por los tres valores de estos números

cuánticos, que se representan como n, l y ml.

Números cuánticos

Las soluciones a esta ecuación diferencial son funciones de onda (Ψ)

que dependen de los ángulos (θ,φ) y de la distancia de cada electrón al

núcleo (ao , radio de Bohr), como las siguientes:

l ml Ψ(θ,φ)

0 0 1

1 0 31/2 cosθ1 ±1 (3/2)1/2 senq e±iφ

2 0 (5/4)1/2 (3cos2θ - 1)

2 ±1 (15/4)1/2 cosθ senθ e±iφ

n l f(r)

1 0 2

2 0 (1 / 2√2)(2-ρ)

2 1 (1 / 2√6)ρ3 0 (1 / 9√3)(6-6ρ+ρ2)

3 1 (1 / 9√6)(4-ρ)ρ3 2 (1 / 9√30)ρ2

Parte radial: Rnl(r) = f(r)(Z/a0)3/2 e-ρ/2

ao = 0.523; ρ = 2Zr/na0

Parte angular: Θl,ml (θ) Φml(φ) = (1/4π)1/2 Y(θ,φ)

Números cuánticos

El primer número cuántico, o número cuántico

principal, n, designa el nivel de energía principal.

Este número toma valores enteros naturales a

partir de la unidad. Cuanto mayor sea n, mayor

será la energía del electrón 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

que existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos.

Este número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en

cada nivel n hay l subniveles.n = 1 l = 0

n = 2 l = 0, 1

n = 3 l = 0, 1, 2

n = 4 l = 0, 1, 2, 3

Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar

los subniveles:valor de l 0 1 2 3

Subnivel s p d f

sharp principal difuse fundamental

Números cuánticos

Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo

depende de n.

Para los átomos con más de un electrón, la energía depende

tanto de 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

se diferencian en el valor del tercer número cuántico ml. Este número

informa sobre la orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los

valores de ml van desde –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

disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el

número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel.

Energ

ía

Orden de llenado por energía

Principio de construcción.

Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las

siguientes reglas:

1) Principio de energía mínima.

Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a

mayor energía 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

mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se

ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el

máximo posible.

Configuraciones electrónicas

Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica

Li 3 1s2 2s1

Be 4 1s2 2s2

B 5 1s2 2s2 2p1

C 6 1s2 2s2 2p2

N 7 1s2 2s2 2p3

Ne 10 1s2 2s2 2p6

Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1

electrónde valencia

Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en el último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse con otros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden colocar como puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis)

Nos sirven para explicar el enlace covalente

Electrones de valencia. Configuración electrónica

Actividad 2:

Configuraciones electrónicas de elementos de diferentes periodos pero del 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 del último nivel energético.

ns1

ns2

ns2np

1

ns2np

2

ns2np

3

ns2np

4

ns2np

5

ns2np

6

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 las más estables, por lo que los iones tienden a poseer

tal configuración.

n s2p6

Cuando un átomo se ioniza,

gana o pierde electrones en el

orbital de mayor energía para

alcanzar una configuración de

gas noble. El sodio tiene que

perder un electrón o ganar

siete electrones para

conseguir tal configuración.

Por ello, el ión Na+ es el estado

de oxidación más frecuente (y

único) 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

requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado

de oxidación más frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.

Periodicidad y Ley Periódica

Para entender la periodicidad y la ley periódica se deben de revisar algunas propiedades

Propiedades Periódicas

Son propiedades mensurables para los elementos

Son propiedades que, al analizar sus valores en

función del número atómico, tienen un

comportamiento que se repite periódicamente

Ley periódica:

“Las propiedades de los elementos varían en función de sus números atómicos”

Propiedades Periódicas relacionadas con Reactividad

Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las

energías asociadas con la eliminación o adición de electrones,

son de importancia para poder explicar las propiedades

químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de

estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y

predecir un comportamiento químico o estructural determinado.

- Radio atómico y radio iónico.

- Energía de ionización.

- Afinidad electrónica.

- Electronegatividad.

Relaciones periódicas entre los elementos

Las propiedades de los elementos están relacionadas con su configuración electrónica

y con 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)

Incr

eme n

to d

e la

rea

c tiv

idad

Elementos del Grupo 1A (ns1, n ≥ 2)

Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción en frío

M M+2 + 2e-

Incr

eme n

to d

e la

rea

c tiv

idad

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)

Incr

eme n

to d

e la

rea

c tiv

idad

Elementos del Grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2)

Elementos del Grupo 8A (ns2np6, n ≥ 2)

Niveles ns y subniveles np completamente llenos.

Energías de ionización más altas que las de todos los elementos.

No tienden a aceptar ni a donar electrones, por lo que difícilmente reaccionan y por eso se les conoce 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. El radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma

similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del

mismo elemento en la molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia

entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia

hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O2-,

con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios

iónicos de los distintos cationes y aniones.

Radio atómico

Radio atómico

Aumenta el radio atómico

Aumenta el radio atómico

Radio (Å)

Variación del radio atómico en relación al número atómico.

Radios atómicos y radios iónicos

Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos.

Además suele observarse que

rcatión < rátomo

Y

ranión > rátomo

Energ

ía d

e ioniz

aci

ón (

kJ/m

ol )

Aumenta E. Ionización

Aumenta E. Ionización

Energía de ionización

La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima

necesaria 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

energía asociada 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 (χ) de un elemento es la capacidad que tiene un

átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma

parte de un compuesto.

Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy

electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a

perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los

elementos alcalinos).

Electronegatividad

Electronegatividad

Disminuye la electronegatividad

Disminuye la electronegatividad