QuÍmica TEMA 3. Estructura AtÓmica Y Tabla PeriÓdica PDF

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Apuntes de química...

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QUÍMICA.

ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA.

TEMA 3.

Un átomo es la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

Electrones

Protones

Neutrones

Electrones: partículas con carga negativa. Protones: partículas con carga positiva. Neutrones: partículas eléctricamente neutras. Núcleo: denso conglomerado central del átomo que ocupa sólo el 1/1013 del volumen total del átomo Partícula

Masa métrica

Masa atómica

Carga métrica

Carga atómica

Electrón

9.1095x10-28

0.00055

-1.6022x10-19

-1

-19

+1

Protón Neutrón

-24

1.0073

-24

1.0087

1.6725x10

1.6750x10

+1.6022x10 0

Átomo neutro: q(+) = q(-) NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MASICO. ISÓTOPOS. Todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. Número atómico (Z): número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. Átomo neutro: número de protones = número de electrones. Número de masa (A): número de protones + número de neutrones. Número de neutrones = A – Z. Núcleo: número atómico (Z) + número de neutrones. No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. Los isótopos son átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones en su núcleo. A Z

X

Número de masa Número atómico

← Símbolo del

TABLA PERIÓDICA. En ella se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades físicas y químicas semejantes. Periodo: fila en la que se encuentran los elementos según su número atómico. Grupo: columna en la que se sitúan los elementos de acuerdo a sus semejanzas en las propiedades químicas. Tres categorías: Metal: buen conductor del calor y la electricidad. No metal: generalmente, mal conductor del calor y la electri 1

0

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TEMA 3.

Metaloide: presenta propiedades intermedias entre los elementos y los no metales. Un ión es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. Si un átomo neutro cede uno o más electrones se convierte en un catión (ión con carga positiva). Si un átomo neutro acepta uno o más electrones se convierte en un anión (ión con carga negativa). Un ión monoatómico contiene un solo átomo: Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3Un ión poliatómico contiene más de un átomo: OH-, CN-, NH4+, NO3-. TEORÍA CUÁNTICA Y ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS. Nos va a ayudar a predecir y entender la función que desempeñan los electrones en la química. PLANK. Los átomos y las moléculas emiten (o absorben) energía solo en cantidades discretas. Cuanto: mínima cantidad de energía que se puede emitir (o absorber) en forma de radiación electromagnética.

E=h·v Constante de Plank: h = 6.63·10-34 J·s. EINSTEIN. Efecto fotoeléctrico: los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima (frecuencia umbral).

v → hv=energía de enlace de los electones al metal →la luz tendrá energía suficiente para emitirlos . v → hv> energía de enlace de los electones al metal→ los electrones además adquirirán cierta energía cinética

hv = KE +W → KE=hv −W TEORÍA DE BOHR DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO. 1. Los electrones solo pueden ocupar ciertas órbitas de energía específicas. 2. Cuando existe una emisión de luz, los electrones se mueven de un nivel de energía mayor a otro menor. Energías del electrón en el átomo de hidrógeno:

En=−R H

( n1 ) 2

RH (constante de Rydberg) = 2.18·10-18 J. n (número cuántico principal) = 1, 2, 3, …

n=1→ estado fundamental( estado más bajode energía) .

n>1 → estados excitados(estados de mayor energía ). SCHRÖDINGER. Ecuación que describía la naturaleza de partícula y de onda de un electrón. La ecuación de onda está relacionada con la probabilidad de encontrar un e- en cierta región del espacio.

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TEMA 3.

ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖDING ER. Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos. Se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están dentro. Especifica los posibles estados de energía que puede ocupar el electrón del átomo de H e identifica las respectivas funciones de onda.

Ѱ =fn(n , l ,ml , ms) n = número cuántico principal (1, 2, 3,…) l

Distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital. l = número cuántico del momento angular. (0, 1, 2, 3,…n-1)

Nombre del orbital

Volumen de espacio que ocupan los electrone, s, es decir, la forma de los orbitales. Nivel o capa: conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n. Subnivel o subcapa: orbitales que tienen los mismos valores de n y l. ml = número cuántico magnético. (-1,…,…, +l). Orientación del orbital en el espacio. Indica el número de orbitales presentes en un subnivel con cierto valor de l. ms = número cuántico de espín (+1/2 o -1/2). Describe el sentido de giro del electrón. En cada orbital, hay como máximo dos electrones. RELACIÓN ENTRE NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS. n

l

ml

Número de orbitales

Designación de orbitales atómicos

1

0

0

1

1s

0

0

1

2s

2

-1 1

0

2px 2py

3

+1 0

0

2pz 1

3s

-1 1 3

2

0

3px 3py

3

+1

3pz

-2

3dx2-y2

-1

3dz2

0

5

3dxy

1

3dxz

2

3dyz

3

0 1 2 3 4 5 s

p d

f

g

h

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TEMA 3.

ENERGÍA DE LOS ORBITALES EN EL ÁTOM O DE HIDRÓGENO. La energía de un electrón es proporcional al número cuántico n.

En=−R H

(n ) 1

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ENERGÍA DE LOS ORBITALES EN ÁTOMOS P OLIELECTRÓNICOS. La energía depende tanto de n como de l. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. Nos permite entender el comportamiento electrónico de los átomos polielectrónicos. Explica cómo se distribuyen los electrones entre los diversos orbitales atómicos. Número de electrones de un átomo = número atómico (Z). Número de electrones en el orbital o subnivel

1s 1 Número cuántico n

Número cuántico del momento angular l

ORDEN DE LLENADO DE LOS ELECTRONES EN LOS ORBITALES. Los electrones siempre se colocan ocupando el nivel más bajo de energía de los orbitales. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. Cada electrón en un átomo tiene sus propios números cuánticos y no pueden existir dos electrones en el mismo átomo con los mismos valores. Sólo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómico y deben tener espines opuestos. El número máximo de electrones que caben en una capa o nivel: nº e-=2n2 Sustancias paramagnéticas: contienen espines no apareados y son atraídas por un imán. Sustancias diamagnéticas: no contienen espines desapareados y son repelidas por un imán. REGLA DE

HUND.

La distribución mayor número de

electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el espines paralelos.

ÚLTIMO

SUBNIVEL DE ENERGÍA PARA LOS ELEMENTOS.

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS EN SU ESTADO NATURAL.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS. Elementos representativos: tienen incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico principal. Gases nobles: tienen completos los subniveles s y p del máximo número cuántico principal (ns2np6). Metales de transición: tienen incompleto el subnivel d. Zinc, cadmio y mercurio: no son elementos representativos ni metales de transición. Lantánidos y actínidos: tienen incompleto el subnivel f. Electrones de valencia: electrones que ocupan el nivel de energía externo. Electrones internos: todos los electrones que no son de valencia. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE CATIONES Y ANIONES DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS. Cationes: los átomos ceden electrones del nivel n alto ocupado de modo que adquieren la configuración electrónica de un gas noble (ns2np6). Aniones: los átomos aceptan electrones al nivel n más alto ocupado de modo que adquieren la configuración electrónica de un gas noble (ns2np6).

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE CATIONES DE METALES DE TRANSICIÓN. Cuando se forma un catión de un átomo de un metal de transición, los electrones que se pierden en primer lugar son los del orbital ns y después los de los orbitales (n-1)d. VARIACIONES PERIÓDICAS DE LAS PROPIEDADES FÍSICAS. Carga nuclear efectiva (Zefectiva): es la carga nuclear detectada por un electrón cuando se tienen en cuenta tanto la carga nuclear (Z) como los efectos repulsivos (pantalla) de los demás electrones. 5

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Z efectiva =Z −σ σ =constante deapantallamiento(0< σ < Z) Z efectiva =Z −número de electrones internos Periodo: el número de electrones internos es el mismo pero la carga nuclear aumenta, por lo que la carga nuclear efectiva aumentará. Grupo: los electrones de valencia se agregan a orbitales cada vez mayores, por lo que la atracción electrostática entre el núcleo y los electrones de valencia disminuye. RADIO ATÓMICO. Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos metálicos adyacentes o de una molécula diatómica. Periodo: al aumentar la carga nuclear efectiva, el electrón de valencia adicionado en cada paso es atraído con mayor fuerza por el núcleo que el anterior, por lo que el radio disminuirá. Grupo: al descender en el grupo los orbitales aumentan de tamaño con el número cuántico principal, por lo que el radio atómico aumentará. RADIO IÓNICO. Es el radio de un catión o un anión. El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual se formó (la carga nuclear permanece constante, pero la repulsión que resulta por la adición de un electrón, aumenta el dominio de la nube electrónica). El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del cual se formó (se reduce la repulsión electrón-electrón, pero la carga nuclear permanece constante, por lo que la nube electrónica se contrae). ÁTOMOS ISOELÉCTRICOS (IONES). Átomos con el mismo número de electrones que un gas noble. catión -------- anión Na (z = 11)

Na+

F (z = 9)

10e-

>

F-

mayor el de menor atracción

10e-

Cationes. Al+3

<

10e-

Mg+2 10e-

<

Na+ 10e-

mayor el de menor carga Na (z = 11)

Mg (z = 12)

Aniones. -3 > -2 > -1

mayor el de mayor carga negativa

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Al (z = 13)

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ENERGÍA DE IONIZACIÓN. Energía mínima (en KJ/mol) requerida para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. Es una medida de la fuerza con la que está unido el electrón al átomo. A mayor energía de ionización, más difícil será desprender el electrón.

−¿ ¿ +¿+e ¿ I 1 +X ( g ) → X (g) I 1 : primeraenergía de ionización −¿ ¿ 2+¿+e I 2 + X( g ) → X¿(g)

I 2 :segunda energía de ionización

−¿ ¿ 3+ ¿ + e I 3 + X( g ) → X¿(g)

I 3 :tercera energía de ionización

I1 < I 2 < I3

Excepciones: 



Elementos de los grupos 2ª y 3ª del mismo periodo. La primera energía de ionización de los elementos del grupo 3A (ns2p1) es menor que la de los elementos del grupo 2A (ns2). Elementos de los grupos 5A y 6A del mismo periodo. La energía de ionización para los elementos del grupo 6A (ns2p4) son menores que la de los elementos del grupo 5A (ns2p3). AFINIDAD ELECTRÓNICA.

Es el valor negativo del cambio de energía que se desarrolla cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.

−¿ ¿ −¿ → X(g ) ¿ X( g) +e Cuanto más positiva sea la afinidad electrónica de un elemento, mayor será la afinidad de un átomo de dicho elemento para aceptar un electrón.

KJ KJ AE=+328 mol mol ¿ −¿ → F(g) ¿ F( g) +e

−¿ ∆ H=−328

KJ KJ AE=+141 mol mol ¿ −¿ →O(g) ¿ O ( g) +e

−¿ ∆ H=−141

Periodo: aumenta al aumentar la carga nuclear efectiva. Grupo: variación pequeña e irregular. 7

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TEMA 3.

Excepciones:   

La afinidad electrónica de un elemento del grupo 2A (ns2) es menor que la del grupo 1A (ns1). La afinidad electrónica de un elemento del grupo 5A (ns2np3) es menor que la del grupo 4A (ns2np2). Los gases nobles tienen afinidades electrónicas muy bajas (cero o valores negativos). la razón es que un electrón agregado a una configuración ns2p6 debe situarse en un orbital (n + 1)s, donde está muy apantallado por los electrones internos y el núcleo ejercerá una atracción débil hacia él.

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