Modelo Atómico de Dalton

Postulados

• La materia está constituida por átomos que son partículas indivisibles e indestructibles.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades químicas.
• Los átomos de diferentes elementos tienen masa y propiedades distintas.
• Los compuestos están formados por combinaciones de átomos de diversos elementos químicos.
• En las reacciones químicas, la masa no varía.

Isótopos

Son las formas atómicas de un mismo elemento químico que se diferencian en su número másico (A).

Modelo Atómico de Rutherford

Modelo Planetario

Atomo nucleado con electrones en la periferia que giran alrededor del núcleo.

Inconvenientes

• Toda partícula cargada de electrones que gira emite radiación electromagnética. En consecuencia, el electrón pierde energía y se precipita en el núcleo.
• No justifica los espectros atómicos.

Ecuación de Planck

La energía es absorbida y emitida en cantidades discretas llamadas fotones (E=hν). La velocidad de propagación de la radiación electromagnética la llamamos C.

Espectro

Es la separación de una radiación compleja en otras más sencillas.

Espectro Electromagnético

Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas.

Espectro Atómico

• Cada tipo de átomo tiene un espectro característico.
• Son espectros discontinuos.
• Se producen cuando una radiación electromagnética pasa a través de una muestra o cuando dicha muestra emite radiación.

Espectro de Absorción

Al absorber radiación, algunos electrones pasan a un estado excitado.

Espectro de Emisión

Al emitir radiación, los electrones pasan del estado excitado al fundamental.

Series Espectrales

Grupo de rayas de un espectro atómico completo.

Modelo Atómico de Bohr

Postulados

• Los electrones giran en orbitales circulares alrededor del núcleo.
• Los electrones no emiten energía en su movimiento.
• Las órbitas del electrón son las que su momento angular es un número entero.
• Los electrones pasan de unas órbitas a otras absorbiendo o emitiendo energía en forma de radiación electromagnética.

Limitaciones

• No explica los espectros de átomos polielectrónicos.
• No justifica el hecho de que el electrón en una órbita no emita energía.
• Aparecen nuevas rayas espectrales para el átomo de H al emplear espectroscopios de mayor energía.
• Los principios de la mecánica cuántica terminan con la idea de órbita como lugar concreto donde encontrar al electrón.

Dualidad Partícula-Onda

Principio de Broglie

La naturaleza dual de la luz es extensible a cualquier partícula material. La ecuación de Planck permite conocer la energía de una onda (E=hν). La ecuación de Einstein permite conocer la energía correspondiente a una masa m (E=mc²). El principio de Broglie establece que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud de onda (λ) es (λ=h/mv).

Principio de Incertidumbre

A causa de la naturaleza ondulatoria del electrón, no es posible determinar con precisión y a la vez la posición y el estado de movimiento.

Modelo Mecano-Cuántico

Como consecuencia del principio de incertidumbre de Heisenberg, si se determina con precisión la energía del electrón, no se puede determinar su posición exacta. La estructura del átomo es similar al átomo de Rutherford.

Orbital

Región del espacio donde hay probabilidad de encontrar al electrón.

Números Cuánticos

Son las soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger, nos dan información del estado energético para un electrón (n, l, m, s).

Configuración Electrónica

Distribución de electrones de la corteza de un átomo en los distintos niveles y subniveles, teniendo en cuenta que los electrones irán ocupando los orbitales de forma que la energía del átomo sea la menor posible.

Capa de Valencia

Capa más externa de un átomo ocupada por electrones.

Principios en los que se basa la Configuración Electrónica

Principio de Pauli

No pueden existir en un mismo átomo dos electrones con los 4 números cuánticos iguales, por tanto, un orbital solo puede estar ocupado por un máximo de dos electrones con espín opuesto.

Principio de Máxima Energía

Los electrones llenan los orbitales de menor energía. Así, la energía de un orbital es menor cuanto menor sea la suma n+l. Si hay varios orbitales para los que n+l tiene el mismo valor, será menor o tendrá menor energía el orbital cuyo valor de n sea menor.

Configuración Electrónica de Iones

Para los aniones se añade a la configuración el número de electrones igual a la carga del anión y para los cationes se retira el número de electrones igual a la carga del catión.

Principio de Multiplicidad de Hund

En orbitales de igual energía, los electrones tienden a ocupar orbitales con distintos valores de m, es decir, los electrones tienden a estar lo más desapareados posible. Las configuraciones electrónicas con orbitales llenos o semi-llenos están favorecidos desde el punto de vista energético.

Alteraciones de las Configuraciones Electrónicas

Se deben a la tendencia de los átomos a adquirir una estructura de capa cerrada o semi-capa cerrada que son especialmente estables.

Tabla Periódica Actual

Organización en forma de tabla de los elementos químicos en orden creciente de su número atómico (Z).

Características

Grupos

Contienen elementos que tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Hay 18 grupos: grupos principales del 1 al 2 y del 13 al 18, grupos de los metales de transición del 3 al 12.

Posición del H

No tiene posición fija pero se coloca en el grupo 1.

Periodos

Contienen los elementos químicos que tienen el mismo valor de n en la capa de valencia. Hay 7 periodos del 1 al 7. El número de periodo indica el valor de número cuántico principal de la última capa donde hay electrones. La posición de un elemento en la tabla periódica tiene que ver con la configuración electrónica de su capa de valencia.

Bloque s

Formado por los elementos que llenan los orbitales s correspondientes al valor más alto de n. Está formado por los grupos 1 y 2 que tienen las configuraciones ns¹ y ns².

Bloque p

Formado por los elementos que llenan los orbitales np siendo n el valor más alto. Está formado por los grupos 13 al 18 cuyas configuraciones van desde ns²np¹ hasta ns²np⁵, que corresponden al grupo 13 al 17.

Bloque d

Formado por los elementos que llenan los orbitales d del nivel n-1. Está formado por los grupos 3 al 12 cuyas configuraciones son del tipo ns²(n-1)dx.

Bloque f

Formado por los elementos que llenan los orbitales (n-2)f cuya configuración es del tipo ns²(n-2)fx.

Gases Nobles

Es el grupo 18, su configuración es ns²np⁶ excepto el He que es 1s².

Metales

Elementos de los grupos 1 al 12.

No Metales

Elementos de los grupos 13 al 17 excepto B, Si, As, Ge, Sb, Te, Po, At que son semimetales.

Propiedades Periódicas

Propiedades de los elementos químicos cuyo valor cualitativo se deduce de la posición que ocupan en la tabla periódica.

Factores que influyen

Carga Nuclear

Número de protones del núcleo que ejercen atracción sobre los electrones.

Efecto Pantalla

Repulsión que los electrones más internos ejercen sobre los electrones de valencia haciendo disminuir el efecto de la carga nuclear. Si se valoran conjuntamente se habla de carga nuclear efectiva.

Capa de Valencia

Determina la distancia de los electrones más externos al núcleo. Las interacciones entre el núcleo y los electrones varían con la distancia.

En los Periodos

Al avanzar hacia la derecha, aumenta en una unidad la carga nuclear y se añade un electrón a la corteza, pero estos electrones no apantallan con efectividad de una unidad a los electrones de una misma capa, por lo que los electrones de la capa de valencia serán más atraídos por la carga del núcleo.

En los Grupos

Al bajar, los electrones entran cada vez en capas de mayor valor de n, por lo que aumenta su distancia al núcleo y, por tanto, serán menos atraídos por él.

Radio Atómico

Es la distancia que separa al núcleo de un átomo de su electrón más periférico. Un modo de obtenerlo es dividir entre 2 la distancia que separa los núcleos de dos átomos iguales unidos por un enlace covalente sencillo (radio covalente).

Al bajar en un Grupo

• La carga nuclear aumenta y el radio atómico disminuye ya que hay mayor atracción entre el núcleo y el electrón.
• El efecto pantalla aumenta y el radio atómico aumenta ya que el número de electrones entre el núcleo y la capa de valencia es mayor.
• La capa de valencia aumenta y el radio atómico aumenta ya que hay mayor distancia de los electrones de valencia al núcleo.

Al desplazarnos a la derecha en un Periodo

• La carga nuclear aumenta y el radio atómico disminuye porque hay mayor atracción entre el núcleo y el electrón.
• El efecto pantalla no influye excepto en los metales de transición por el llenado de orbitales d de la capa n-1.
• La capa de valencia no varía.

El radio atómico aumenta al bajar en un grupo y al desplazarnos a la izquierda en un periodo, excepto los gases nobles. El tamaño de un átomo es mayor cuanto más abajo y a la izquierda esté.

Radio Iónico

Tamaño del anión o del catión de un elemento. Un ion es un átomo con carga + o – según pierde o gana electrones. Los radios iónicos varían con respecto a los radios atómicos. En general, los cationes tienen menor tamaño que los átomos de los que provienen y los aniones mayor tamaño que los átomos correspondientes.

Especies Isoelectrónicas

Son aquellas que poseen el mismo número de electrones y, por tanto, igual configuración electrónica, pero la carga nuclear Z es diferente.

Energía de Ionización (EI)

Mínima energía que hay que comunicar para arrancar 1 electrón de la capa de valencia de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, obteniendo un ion monopositivo gaseoso.

Al bajar en un Grupo

• La carga nuclear aumenta, la EI aumenta porque la atracción electrostática entre el núcleo y el electrón de valencia es mayor y hay que suministrar mayor energía para arrancar el electrón.
• El efecto pantalla aumenta, la EI disminuye porque los electrones más internos realizan un efecto pantalla haciendo que el electrón de valencia esté menos atraído por el núcleo y salga fácilmente.
• La capa de valencia aumenta, la EI disminuye porque los electrones están cada vez más alejados del núcleo y se necesita menos energía para arrancarlos.

Al desplazarnos a la derecha en un Periodo

• La carga nuclear aumenta, la EI aumenta (igual que arriba).
• El efecto pantalla no influye en la EI excepto en los metales de transición debido al efecto pantalla que se establece por el llenado de orbitales d de la penúltima capa.
• La capa de valencia no influye en la EI ya que los electrones van llenando la misma capa de valencia.

Hay más EI cuanto más arriba y a la derecha.

Afinidad Electrónica (AE)

Mínima energía que se libera cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón.

Al bajar en un Grupo

• La carga nuclear aumenta, la AE aumenta debido a que la atracción electrostática del núcleo sobre el electrón que capta el átomo es mayor y se libera más energía.
• El efecto pantalla aumenta, la AE disminuye debido a que hay más electrones internos que ejercen repulsión sobre el electrón que capta el átomo y se libera menos energía.
• La capa de valencia aumenta, la AE disminuye porque el electrón que es captado está cada vez más alejado del núcleo, es menos atraído y se desprende menos energía.

Al desplazarnos hacia la derecha

• La carga nuclear aumenta, la AE aumenta.
• El efecto pantalla no varía, no influye excepto en los metales de transición donde hay variación del efecto pantalla por el llenado del orbital d.
• La capa de valencia no varía, no influye.

La AE aumenta al subir en un grupo y al desplazarnos hacia la derecha en un periodo.

Electronegatividad (EN)

Es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí a los electrones que comparten con otro átomo para formar un enlace. No se puede medir experimentalmente. La EN depende de la EI y de la AE, por tanto, la variación en la tabla periódica se produce de igual forma. La EN aumenta al subir en un grupo y al ir a la derecha en un periodo.