02. El átomo y la tabla periódica 4º ESO

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2. El átomo y la tabla periódica

IDEAS CLAVE QUE HAY QUE RECORDAR NÚMERO ATÓMICO Y MÁSICO

 Z= número atómico. Es el número de protones del átomo. Solo cuando el átomo es neutro coincide con el número de electrones. Un elemento químico queda identificado por el número de protones en el núcleo.

 A= número másico. Es el número de protones y neutrones del átomo (nucleones=protones+neutrones).

Se suele representar un elemento mediante la notación: . Ejemplo:

.

IONES

Un ion es un átomo que ha ganado o perdido electrones. Hay dos tipos de iones:

- Catión: es un ion con carga positiva. Ha perdido electrones (tiene más protones que electrones). Ejemplo: Ca2+

- Anión: es un ion con carga negativa. Ha ganado electrones (tiene más electrones que protones). Ejemplo: P3

ISÓTOPOS

Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número de protones (mismo Z) y distinto número de neutrones (diferente A). Ejemplo:

.

ELECTRONES DE VALENCIA

Los electrones de valencia son los electrones que ocupan la última capa (corteza). Son los que participan en la formulación del enlace químico. En la tabla periódica los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones de valencia, que son los responsables de su comportamiento químico. Por tanto, los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

TABLA PERIÓDICA

 Metales. Tienen tendencia a perder los electrones de valencia.  No metales. Ganan electrones de valencia fácilmente.

 Semimetales. Tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. En la tala periódica los metales están separados de los no metales por una línea en zigzag (en forma de escalera).

 Gases nobles. Tienen 8 electrones de valencia, así que son bastante inertes (es difícil que formen compuestos).

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ESPECTROS ATÓMICOS

Fuente: Khan Academy

Cuando gases a bajas presión (con pocos átomos) son excitados convenientemente (mediante calor o una corriente eléctrica), éstos emiten luz. Se puede observar que dicha luz, al ser dispersada por un prisma, consta de una seria de línea con espacios negros entre ellas. Se llama espectro a la representación gráfica de dicha distribución.

- El espectro de emisión se obtiene cuando los electrones de un átomo excitado emiten energía al caer a su estado fundamental.

- El espectro de absorción se obtiene cuando los electrones de un átomo en su estado fundamental absorben energía al saltar a un estado excitado, de más alta energía.

Los espectros de emisión y absorción son complementarios, es decir, las líneas del espectro de emisión son las que faltan en el de absorción (están en la misma posición), ya que la energía implicada en los saltos de nivel es la misma.

Cada elemento tiene sus espectros característicos de emisión y absorción, con líneas en determinadas posiciones y diferentes a las del resto. Sirven para identificarlos, como si se tratara de su código de barras, puesto que cada átomo tiene unos niveles de energía únicos.

MODELOS ATÓMICOS 1. MODELO DE DALTON (1803)

Dalton postuló cuatro ideas fundamentales sobre el átomo:

- La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden crear ni destruir.

- Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa y propiedades. - Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.

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Fuente: Wikimedia

MODELOS ATÓMICOS

2. MODELO DE THOMSON (1904, modelo del pudin de pasas)

- Thomson considera que el átomo es una esfera de carga positiva donde se encuentran incrustadas partículas negativas, es decir, los electrones (descubiertos por él). Acuérdate de la SANDÍA, donde la parte roja constituye un todo de carga positiva y las pepitas son los electrones.

- El átomo es eléctricamente neutro porque la carga positiva equilibra a la carga negativa de los electrones.

3. MODELO DE RUTHERFORD (1911)

- Rutherford afirma que el núcleo de un átomo es muy pequeño y contiene la carga positiva (los protones) y casi toda la masa.

- Fuera del núcleo (en la corteza) se encuentran los electrones girando alrededor en órbitas a gran distancia. El espacio extranuclear está prácticamente vacío (los electrones son muy pequeños).

- Sugirió que el núcleo debía contener partículas no cargadas (finalmente se llamarían neutrones), de forma que los protones (con carga positiva), no se repelieran y pudieran situarse en el núcleo. El neutrón fue descubierto unos años después. Obtuvo estas conclusiones con el experimento de la lámina de oro.

Este modelo tenía limitaciones:

- No podía explicar la estabilidad del átomo. Según la física clásica, cuando los electrones giran a muy alta velocidad alrededor del núcleo en una órbita fija, colapsarían y caerían sobre el núcleo gradualmente porque emiten (pierden) energía.

- No podía explicar las líneas de los espectros atómicos. Estas líneas aparecen si hay absorción o emisión de energía cuando los electrones saltan entre niveles.

carga positiva (+7)

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MODELOS ATÓMICOS 4. MODELO DE BÖHR (1913)

Introdujo la idea de cuantización de energía. Los electrones solo se pueden encontrar en ciertas órbitas (estados de energía discretos). No todas las órbitas son posibles. Es un modelo de capas.

- Los electrones se mueven en órbitas circulares (capas) a cierta distancia del núcleo. Cada capa (K, L, M y N) está asociada a un nivel de energía diferente y específico. Son órbitas estacionarias, en las que el electrón ni gana ni pierde energía al girar. La capa K es la que menos energía tiene, mientras que la energía de las capas L, M y N aumenta progresivamente. Por tanto, los electrones en las capas más externas tienen más energía que

aquellos en las capas más internas (MÁS ENERGÍA significa MENOS ESTABILIDAD). - Los electrones pueden saltar de una órbita a otra (absorbiendo energía cuando saltan a una órbita más externa y emitiendo cuando bajan a una órbita más cercana al núcleo).

Energía Capa Máximo número de electrones en la capa (2n2)

baja energía alta energía K (nivel 1) 2 L (nivel 2) 8 M (nivel 3) 18 N (nivel 4) 32

Las limitaciones de este modelo fueron:

- Solo valía para describir el átomo de hidrógeno.

- Cuando se estudiaron los espectros de otros elementos químicos, no se podían explicar algunas líneas.

5. MODELO ACTUAL (1926, MODELO DE SCHRODINGER)

Schrödinger llevó el modelo de Böhr un paso más allá. Utilizó ecuaciones

Fuente: Wikipedia

absorbe energía

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ORBITALES ATÓMICOS

Hay que diferenciar entre la idea de órbita y orbital.

- Una órbita es una trayectoria bien definida que sigue el electrón alrededor del núcleo. Esta idea fue propuesta por Böhr, pero se abandonó.

- Un orbital es una región del espacio (una nube con distintas formas) donde hay una probabilidad muy alta de encontrar al electrón. Es el concepto actual.

Los orbitales atómicos tienen distintas formas y tamaños.

 Las letras s, p, d y f se refieren al tipo de orbital (forma y orientación). - Los orbitales s son esféricos.

- Los orbitales p son lóbulos que se sitúan a lo largo de los ejes (x, y y z). - Los otros orbitales (d y f) tienen formas más complejas.

 El número se refiere a la energía del nivel, que está relacionado con el tamaño del orbital. Por ejemplo, el orbital 1s es más pequeño que el 2s.

Tipo de orbital (subnivel)

Número de orbitales

Número máximo de electrones que caben

s 1 2

p 3 6

d 5 10

f 7 14

orbital s orbital px orbital py orbital pz

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

La configuración electrónica es la distribución de los electrones en los orbitales de un átomo. Para poder escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario saber el número de electrones que tiene dicho átomo.

- En condiciones normales los electrones que se encuentran en su estado fundamental son los electrones que ocupan los orbitales más cercanos al núcleo. Estos son los electrones más estables, ya que son los que tienen menos energía.

- Cuando se proporciona energía al átomo (como calor, luz o corriente eléctrica), es posible mover los electrones a un estado excitado, que es inestable. Por tanto, el electrón volverá a

x

y

z

x

y

z

x

y

z

x

y

z

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ORDEN DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES (DIAGRAMA DE MÖELLER)

El diagrama de Möeller es un método para recordar el orden en que se ocupan los orbitales atómicos (según el principio de Aufbau). Los electrones en los orbitales cercanos al núcleo son muy estables (tienen una energía muy baja), mientras que los electrones situados más lejos son menos estables y tienen más energía.

En química MÁXIMA ESTABILIDAD significa MÍNIMA ENERGÍA.

PRINCIPIO DE AUFBAU

Los electrones se colocan siempre ocupando primero los orbitales de menor energía y en orden creciente de energía.

REGLA DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

Mientras sea posible, en el llenado de los orbitales (“cajitas”) de un subnivel (orbitales con la misma energía), los electrones se colocan solitarios, ocupando el máximo número de orbitales, evitando formar parejas y con el mismo espín (espines paralelos). Solo empiezan a aparearse cuando todos los orbitales estén ocupados ya por un electrón.

- Los electrones apareados están juntos en un orbital con espines opuestos. - Los electrones desapareados están solos en un orbital.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

En cada orbital (“cajita”) solo caben, como máximo, dos electrones, con espines opuestos (antiparalelos).

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ABREVIADA

6

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1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Alcalinos Alcalinoté

rreos Grupos (columnas verticales, 18 grupos) Periodos (filas horizontales, 7 periodos)

Térreos Carbono ideos Nitrogenoi deos Anfígeno s Halógeno s Gases no bles 1 2

3 4 5 6 7 metales no metales Metales de transición Lantánidos Tierras raras