1-Estructura Química

1. Estructura Atómica. Sistema Periódico. 1.1Constituyentes básicos del átomo. 1.2Orígenes de la Teoría Cuántica. 1.3Teoría Cuántica de Planck. 1.4Teoría Corpuscular de Einstein. 1.5Modelo atómico de Bohr. 1.6Modelo mecano-cuántico. CONTENIDOS. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 1

1. Estructura Atómica. Sistema Periódico. 1.7Tabla Periódica de Mendeleiev 1.8Sistema Periódico Actual. 1.9Carga nuclear. Apantallamiento. 1.10Propiedades periódicas. CONTENIDOS. 2 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

1.1 Constituyentes básicos del átomo. En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir” Empédocles estableció que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, agua, aire y fuego. Aristóteles negó la existencia de los átomos de Demócrito y reconoció la teoría de los 4 elementos, que, gracias al prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad durante 2000 años. 3 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

1.1 Constituyentes básicos del átomo. 4 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

1.1 Constituyentes básicos del átomo. Experimento de los Rayos Catódicos (1858) • El dispositivo en el que se llevó a cabo la experiencia se denominó tubo de descarga. • En este, el gas estaba a baja presióny sometido a un elevado voltaje 5000 V • Se producía un efecto, de origen desconocido, de luminiscencia, en el extremo opuesto al cátodo. 5 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

1.1 Constituyentes básicos del átomo. Experimento de los Rayos Catódicos (1858) • Se trataban de partículas o radiaciones que se alejaban del cátodo en línea recta, ya que en el fondo del tubo de descarga se observaba la sombra del ánodo. • Presentaban una elevada energía cinéticacapaz de hacer girar una rueda de paletas interpuesta en su camino. Esto indicaba que se trataba de partículas materialesy no de radiaciones. • Al alejarse de la placa negativa (cátodo) hacia la positiva (negativa) aplicando una diferencia de potencial eléctrico, se trataba de una corriente eléctrica negativa. • Los resultados eran independientes del gas encerrado en el tubo. 6 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

1.1 Constituyentes básicos del átomo. Experimento de los Rayos Canales (1886). • E.Goldstein (1850-1931) utilizó un campo perforado para estudiar más detalladamente el fenómeno en los tubos de descarga. • Esto condujo a detectar en 1886 una radiación procedente del ánodo (rayos canales). • Se trataban de partículas cuya masa depende del gas encerradoen el tubo de descarga. • Su masa era mucho mayor que la del electrón. • Se comportaban como una corriente eléctricade carga positiva. 7 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

1.1 Constituyentes básicos del átomo. El Modelo de Thomson (1904) -El átomo está formado por un conjunto de electrones embutidos en una masa de densidad uniforme y carga positiva. -Explicaba la naturaleza de los rayos catódicos y canales. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 8

1.1 Constituyentes básicos del átomo. Experimento de la lámina de oro (1911) • En 1911, Rutherford, bombardeó con partículas α(He) una finísima lámina de oro (0,5 m de espesor). • La mayoría de las partículas atravesaron la lámina sin apenas desviarse. • Un 0,1% de ellas atravesaron la lámina desviándose de su trayectoria. • Un 0,005% de ellas rebotaron contra la lámina sin conseguir atravesarla. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 9

1.1 Constituyentes básicos del átomo. Experimento de la lámina de oro (1911) • En 1920, Rutherford observó un déficit en la masa de la suma de los protones y electrones, con respecto a la masa total atómica. • Así, Rutherford, postuló la existencia de una tercera partícula subatómica que: • Carecía de carga eléctrica, pues no había sido detectada en los tubos de descarga. • Poseía una masa aproximadamente igual a la del protón. • Estaba situada en el núcleo. • En el experimento, considerando cierto el modelo de Thomson, las partículas deberían desviarse por completo (rebotar) o atravesaran la lámina sin problemas. Pero eso no fue así, ya que las desviaciones tenían valores de ángulos muy diversos. El modelo, ya no era válido. • Al ser pocas las desviaciones, la fuerza eléctrica que las producía, debía estar confinada en zonas muy pequeñas del espacio. • Así, los electrones ocupaban la mayor parte del espacio atómico, mientras que los protones estaban concentrados en un núcleo. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 10

1.1 Constituyentes básicos del átomo. Experimento de la lámina de oro (1911) El Modelo de Rutherford (1911) -La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo se concentran en una minúscula zona central de gran densidad, el núcleo. -La corteza electrónica, es la región atómica donde se encuentran los electrones atómicos. Esta zona ocupa un mayor espacio que el núcleo. -Los electrones describen órbitas circulares entorno al núcleo, en la corteza electrónica. -El átomo es neutro, ya que por cada protón, hay un electrón. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 11

1.1 Constituyentes básicos del átomo. Descubrimiento del Neutrón (1932) J. Chadwick, descubre en una reacción nuclear, la partícula atómica postulada por Rutherford, el neutrón, 1932. El nombre asignado a esta partícula fue el de neutrón. Carga del neutrón : 0 C Masa del neutrón: 1,67 · 10-27 kg ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 12

1.1 Constituyentes básicos del átomo. A = Z + N ELEMENTOS QUÍMICOS E ISÓTOPOS NÚMERO ATÓMICO, Z : REPRESENTA LA CARGA NUCLEAR POSITIVA DE UN ÁTOMO, ES DECIR, SU NÚMERO DE PROTONES EN EL NÚCLEO. NÚMERO MÁSICO, A : REPRESENTA EL NÚMERO DE NUCLEONES QUE CONTIENE EL ÁTOMO, ES DECIR, LA SUMA DE SUS PROTONES Y NEUTRONES. NUCLEONES : RECIBEN ESTE NOMBRE LOS PROTONES Y NEUTRONES POR SER PARTÍCULAS SUBATÓMICAS CONSTITUYENTES DEL NÚCLEO ATÓMICO. ISÓTOPOS : ÁTOMOS DE IGUAL NÚMERO ATÓMICO (FIJO) PERO VARIABLE NÚMERO DE NEUTRONES. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 13

1.1 Constituyentes básicos del átomo. ELEMENTOS QUÍMICOS E ISÓTOPOS Determina el número atómico Z, el número de neutrones N, el número másico A; y el número de electrones del isótopo EJEMPLO 1 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 14

1.1 Constituyentes básicos del átomo. ELEMENTOS QUÍMICOS E ISÓTOPOS Determina el número atómico Z, el número de neutrones N, el número másico A; y el número de electrones del isótopo EJEMPLO 1 1. Anotamos el número atómico, Z = 94, y el número másico A = 239, y hallamos el número de neutrones: A = Z + N  N = A – Z = 239 – 94 = 145 2. En un átomo neutro, el número de electrones es igual al de protones, y por lo tanto, igual al número atómico. Así, hay 94 electrones. Z = 94 ; N = 145 ; A = 239 ; e- = 94 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 15

1.1 Constituyentes básicos del átomo. MASA ATÓMICA Y MASA ISOTÓPICA 5. MASA ATÓMICA : MASA MEDIA DE UN ÁTOMO EXPRESADA EN UNIDADES DE MASA ATÓMICA. TIENE EN CUENTA LAS MASAS ISOTÓPICAS DE SUS ISÓTOPOS NATURALES Y SUS ABUNDANCIAS ISOTÓPICAS. 6. MASA ISOTÓPICA: MASA DE UN ÁTOMO DE UN ISÓTOPO CONCRETO DE UN ELEMENTO EXPRESADA EN UNIDADES DE MASA ATÓMICA. 7. ABUNDANCIA ISOTÓPICA O RELATIVA: PORCENTAJE REFERIDO AL NÚMERO DE ÁTOMOS, QUE CORRESPONDE A CADA ISÓTOPO DE UN ELEMENTO TAL Y COMO SE ENCUENTRA EN LA NATURALEZA. EJEMPLO 2 PROPUESTO Calcula la masa atómica del argón sabiendo que las masas isotópicas de los isótopos , son, respectivamente, 35,968 u, 37,963 u y 39,962 u, y las abundancias relativas correspondientes son 0,337%, 0,063% y 99,600 %. 16

1.1 Constituyentes básicos del átomo. ESPECTRÓMETRO DE MASAS PRUEBA DEL CARBONO-14 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 17

1.1 Constituyentes básicos del átomo. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 18

1.2 Orígenes de la Teoría Cuántica. Ya era conocido en aquella época, que cuando una carga eléctrica se mueve con movimiento acelerado, pierde energía en forma de radiación electromagnética. Por lo tanto, un electrón con movimiento circular alrededor del núcleo, al presentar una aceleración centrípeta, debe perder energía en forma de dicha radiación, describiendo una trayectoria cada vez más cercana al núcleo hasta que el electrón acabara precipitándose sobre él y aniquilándose. El átomo se concibe como un sistema de partículas estable, con lo que con este argumento, el modelo de Rutherford es inconsistente. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 19

1.2 Orígenes de la Teoría Cuántica. Los cuerpos calientes emiten energía en forma de radiación de manera continua. El espectro de emisión de los elementos gaseosos a baja presión no es continuo. Si la radiación descompuesta en las distintas radiaciones que la componen se registra en una placa fotográfica, se observan unas bandas de color sobre fondo negro, por lo que estos espectros se denominan espectros de rayas. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 20

1.2 Orígenes de la Teoría Cuántica. ESPECTRO DE EMISIÓN DEL HIDRÓGENO. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 21

1.2 Orígenes de la Teoría Cuántica. ESPECTRO DE EMISIÓN DEL HIDRÓGENO. La primera serie observada del espectro, fue la visible, descubierta por el físico J.J. Balmer (1825-1898), por lo que se denominó serie de Balmer. : longitud de onde de la radiación que genera cada raya : constante de Rydberg = 1,097 · 107 m : variable que puede tomar valores enteros mayores que 2 Al estudiar la radiación no visible, se detectaron otras series de rayas de relevada importancia, a saber: serie de Lymann (ultravioleta), series de Paschen, Brackett y Pfund (infrarroja). 22

1.2 Orígenes de la Teoría Cuántica. ESPECTRO DE EMISIÓN DEL HIDRÓGENO. El físico J.Rydberg (1858-1919) halló la expresión que relaciona las longitudes de onda de las radiaciones observadas en las diferentes series espectrales del hidrógeno. n1 < n2 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 23

1.2 Orígenes de la Teoría Cuántica. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 24

1.3 Teoría Cuántica de Planck. El cuerpo negro. RADIACIÓN EMITIDA POR UN CUERPO  f (T) El físico M. Planck (1858-1947) estudió en 1900 la radiación por el cuerpo negro. Un cuerpo negro es una superficie ideal que no refleja la radiación que incide sobre ella. Por ejemplo, una pequeña abertura en una cavidad, lo suficientemente grande como para dejar pasar la radiación, pero no lo suficiente para dejarla escapar, sería una buena aproximación de cuerpo negro. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 25

1.3 Teoría Cuántica de Planck. Planck dedujo que la energía emitida por un cuerpo mediante la radiación de una determinada frecuencia, era múltiplo de una cantidad de energía elemental que llamó cuanto, y era independiente de la temperatura. E = h ν h = cte de Planck = 6,63 · 10-34 J · s ν = frecuencia de la radiación La energía está cuantizada. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 26

1.4 Teoría Corpuscular de la luz de Einstein. H. Hertz (1857-1894), en 1887, descubrió el efecto fotoeléctrico. Este fenómeno consiste en la emisión por parte de determinados metales, de electrones cuando se exponen a la luz. Características del fenómeno: El metal emite electrones siempre y cuando la radiación alcance una frecuencia mínima, denominada por ello frecuencia umbral. Al aumentar la intensidad de la luz sin variar la frecuencia, se incrementa el número de electrones que emite el metal, pero no varía la energía con la que son emitidos. Si la frecuencia no alcanza el valor umbral, no se emiten electrones, sea cual sea la intensidad de la radiación. E = hν = W0 + Ec ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 27

1.4 Teoría Corpuscular de la luz de Einstein. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 28

1.4 Teoría Corpuscular de la luz de Einstein. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 29

1.5 Modelo atómico de Bohr. 1913, Niels Bohr (1885-1962)  Nueva concepción de la energía y espectros de emisión Principios del Modelo • El electrón se mueve alrededor del núcleo, describiendo órbitas circulares. El espacio que rodea al núcleo está cuantizado, es decir, hay zonas permitidas o niveles. • Los niveles permitidos, requieren de un momento angular del electrón : • Donde “n” representa el múltiplo entero de la constante (nivel) , y h la constante de Planck. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 30

1.5 Modelo atómico de Bohr. 1913, Niels Bohr (1885-1962)  Nueva concepción de la energía y espectros de emisión Principios del Modelo 3. En una absorción o emisión atómica de energía, esta se da en cuantos completos de energía de valor hv Tránsito entre niveles. | Ef – Ei | = hv Si Ef > Ei, el átomo absorbe energía. Si Ef < Ei, el átomo emite energía. El modelo aunque explicaba los espectros de emisión, y respaldaba la expresión de Rydberg, no explicaba propiedades periódicas, y la hipótesis de niveles cuantizados, carecía de fundamento teórico 31

1.5 Modelo atómico de Bohr. 1913, Niels Bohr (1885-1962)  Nueva concepción de la energía y espectros de emisión Además, se observaron 2 fenómenos, a los que no se supo dar explicación: Algunas de las líneas del espectro, observándose con espectroscopios más precisos, eran realmente dos, tres o más, tan próximas, que parecían 1 sola. Efecto Zeeman: algunas líneas espectrales se desdoblaban en 2 cuando la muestra se sometía a un campo magnético muy intenso. Primer Postulado = ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 32

1.5 Modelo atómico de Bohr. 1913, Niels Bohr (1885-1962)  Nueva concepción de la energía y espectros de emisión Segundo Postulado ÓRBITAS PERMITIDAS Siendo ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 33

1.5 Modelo atómico de Bohr. 1913, Niels Bohr (1885-1962)  Nueva concepción de la energía y espectros de emisión Tercer Postulado El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Constante de Rydberg = RH = 1,097 · 107 m-1 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 34

1.5 Modelo atómico de Bohr. MODELO DE BOHR Determina la longitud de onda del fotón asociado a la segunda línea de la serie de Balmer del espectro de emisión del hidrógeno. EJEMPLO 3 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 35

1.5 Modelo atómico de Bohr. MODELO DE BOHR Determina la longitud de onda del fotón asociado a la segunda línea de la serie de Balmer del espectro de emisión del hidrógeno. EJEMPLO 3 La segunda línea de la serie de Balmer será la que corresponda al tránsito desde n = 4 hasta n =2. La energía emitida se calcula empleando la ecuación deducida anteriormente. En este caso ni = 2 y nf = 4 = 4,86 · 10-7 m = 486 nm ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 36

1.5 Modelo atómico de Bohr. MODIFICACIONES MODELO DE BOHR 1. En 1915, Sommerfeld (1886-1951) sugirió la existencia de órbitas electrónicas no solo circulares, sino también elípticas, alrededor del núcleo en un mismo nivel energético. Esto explicaba la existencia de líneas muy juntas al observarse con espectrógrafos muy precisos. La energía del electrón depende de 2 números cuánticos. Número Cuántico Principal, n: cobra valores naturales: 1, 2, 3… Número Cuántico Azimutal, l: relacionado con la excentricidad de la orbita. Cobra valores comprendidos entre 0 y n - 1. 2. El efecto Zeeman obligó a involucrar un tercer número cuántico, Número Cuántico Magnético, m, definido por las orientaciones de la órbita del electrón en el espacio. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 37

1.5 Modelo atómico de Bohr. MODIFICACIONES MODELO DE BOHR 3. Goudsmitt y Uhlenbeck propusieron la rotación del electrón sobre sí mismo, que definiría un cuarto número cuántico, el Número Cuántico de Espín, ms. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 38

1.6 Modelo Mecano - Cuántico. 1. Principio de Dualidad Onda-Corpusculo. Mecánica Cuántica 2. Principio de Incertidumbre. 1. Principio de Dualidad Onda-Corpusculo. • En 1905, Einstein, puso en cuestión la teoría clásica de la luz, con su hipótesis, de que además de comportamiento ondulatorio, la luz también presenta comportamiento corpuscular. • A partir de esta hipótesis, el físico Louis De Broglie (1892-1977) propuso en 1924 que, de igual modo que la luz, los electrones podrían presentar propiedades ondulatorias, además del comportamiento corpuscular reconocido tradicionalmente. • Así, cualquier partícula de masa m y velocidad v debe considerarse asociada a una onda cuya longitud de onda λ viene dada por la expresión: λ = ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 39

1.6 Modelo Mecano - Cuántico. • Además el electrón debe describir ondas estacionarias, esto es: la longitud de la órbita del electrón alrededor del núcleo debe ser un número entero de veces la longitud de la onda asociada. Son las llamadas órbitas permitidas, que cumplan: • 2 π r = n λ{Siendo n un número natural • En 1927, C. Davisson (1881-1958) y L.Germer (1896-1972) observaron que un haz de electrones dirigido hacia una superficie de Níquel no presentaba la reflexión difusa que cabía esperar de un chorro de partículas que rebota contra una superficie irregular, sino que la reflexión era similar a la de una radiación de rayos X.  Efecto Ondulatorio, 1927. • En 1928, el físico G.P.Thomson (1892-1975) observó que los electrones que atravesaban un retículo cristalino experimentaban el fenómeno de difracción. Si se considerara al electrón como partícula, deberían pasar a través del cristal solamente los que encontraran un espacio lo suficientemente grande.  Efecto Ondulatorio, 1928. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 40

1.6 Modelo Mecano - Cuántico. 2. Principio de Incertidumbre. • De la misma forma que carece de sentido hablar de posición de una onda, por tratarse de una perturbación que se extiende en el espacio, es igualmente incorrecto referirse a la posición del electrón, ya que está asociado a una onda. • Así en 1927, el físico W. Heisenberg (1901-1976) formuló su célebre principio de incertidumbre: • Es conceptualmente imposible conocer simultáneamente y con exactitud el momento lineal, p = mv, y la posición, x, de una partícula en movimiento. • Δx · Δp ≥ • Si queremos ver un electrón para determinar su posición, hay que iluminarlo con alguna forma de luz. Dado que la energía de los fotones es similar a la de los electrones, la interacción entre ambos perturba considerablemente el propio movimiento del electrón. Δx : incertidumbre en la posición del electrón Δp : incertidumbre en el momento lineal ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 45

1.6 Modelo Mecano - Cuántico. 2. Principio de Incertidumbre. • Al no poder definirse al electrón en el átomo como una partícula que describe una trayectoria precisa alrededor del núcleo, debemos admitir una inexactitud inherente en la determinación de su posición. De esta forma surge el concepto de orbital en sustitución del de órbita. • Orbital Atómico: es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada. Calcule la longitud de onda asociada a una piedra de 750 g de masa que se mueve a la velocidad de 25 m/s. EJEMPLO 4 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 46

1.6 Modelo Mecano - Cuántico. 2. Principio de Incertidumbre. EJEMPLO 4 Calcule la longitud de onda asociada a una piedra de 750 g de masa que se mueve a la velocidad de 25 m/s. = ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 47

1.6 Modelo Mecano - Cuántico. • ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖDINGER • El carácter ondulatorio del electrón en el átomo queda definido por la llamada función de onda, representada por . Ésta se obtiene, tras cálculo complejo, como solución de la ecuación de onda propuesta en 1926 por el físico E. Schrodinger. • La ecuación de onda incorpora las condiciones que debe cumplir cada electrón para que el átomo sea un sistema estable. En ella intervienen la energía, la masa y la función de onda del electrón. • Cada solución de la ecuación de onda informa del estado energético del electrón y de la función de onda asociada a ese estado energético. ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 48

1.6 Modelo Mecano - Cuántico. • ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖDINGER • A cada observable (variable dinámica) corresponde un operador de importancia excepcional, es el correspondiente a la energía, y se llama Hamiltoniano, H. • HΨ = EΨ • H = • La función de onda, , carece de significado físico directo, mientras que su cuadrado, 2, sí lo tiene: representa la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio alrededor del núcleo, con un estado energético determinado. En definitiva, 2 suministra la información necesaria para conocer el orbital que ocupa un electrón en el átomo. • La solución de la ecuación de onda solamente puede obtenerse en el caso más sencillo, el átomo de hidrógeno, y en aquellos cationes dotados de un solo electrón (He+, Li2+). En el caso de átomos polielectrónicos, hay que recurrir a algunas aproximaciones. La más notable es considerar el átomo como si estuviera constituido únicamente por 1 electrón y 1 núcleo ficticio dotado de una carga nuclear llamada carga nuclear efectiva, Z*. 49

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