ESTRUCTURA DE LA MATERIA, Apuntes de Ingeniería Aeronáutica. Universidad Autónoma de Madrid (UAM)
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ESTRUCTURA DE LA MATERIA, Apuntes de Ingeniería Aeronáutica. Universidad Autónoma de Madrid (UAM)

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Asignatura: economia de la empresa, Profesor: abel abel, Carrera: Gestión Aeronáutica, Universidad: UAM
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TEMA 1 Y 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA.TEORIA CUANTICA. SISTEMA PERIODICO

BLOQUE 1. ESTRUCTURA DE LA MATERIA.TEORIA CUANTICA.

1. COMPOSICION INTERNA DE LA MATERIA

El estudio y observación de la materia a lo largo de siglos ha dado lugar a diversas teorías que intentaban explicar más filosófica que científica, su estructura interna, y uno de los problemas comunes ha sido siempre distinguir entre la continuidad de la materia o la posibilidad de que estuviera formada “por trozos”. La primera teoría que podemos considerar científica se la debemos a Dalton, quien a principios del siglo XIX declara la existencia del átomo como partícula indivisible y constituyente de la materia, así como componente diferenciador de los distintos elementos químicos. Esta teoría predice así la discontinuidad de la materia. Tuvo que pasar cerca de medio siglo hasta que se desarrollara la espectrometría, que confirmaría dicha naturaleza discontinua, definiendo la organización interna de los elementos a través del estudio de los espectros atómicos. A finales del siglo XIX; Thompson rompió rotundamente con la idea de la indivisibilidad del átomo al demostrar la existencia de pequeñas partículas cargadas negativamente (electrones), e incluso predecir la de partículas cargadas positivamente. Su modelo se llama pudding de ciruelas o sandia y consta de una distribución de electrones embebidos en una esfera cargada positivamente. No fue hasta principios del siglo XX cuando se descubrió el protón y algo después el neutrón, partículas justificadas con el modelo de Rutherford. Su modelo se llama planetario, el átomo está constituido por una zona central, llamada núcleo, en la que esta toda la masa del átomo y toda la carga eléctrica y en la corteza se sitúan los electrones moviéndose alrededor del núcleo.

2. NATURALEZA ELECTROMAGNETICA DE LA LUZ

Desde principios del siglo XVIII existían 2 vertientes que pretendían explicar la naturaleza de la luz: mientras que Newton postulaba su naturaleza corpuscular, Huygens defendía su carácter ondulatorio. Pero en la segunda mitad del siglo XIX Maxwell demostró la existencia del espectro electromagnético, conjunto de ondas electromagnéticas de distintas frecuencias entre las que se encontraba la luz visible. Para entender que es una onda la definiremos como una propagación de energía a lo largo de una perturbación vibratoria sin que exista propagación de materia.

Las ondas quedan definidas por magnitudes físicas como la amplitud, A , en metros(m), la longitud de onda, λ, en metros(m), y la frecuencia , f, en Hz(s-1), estando estas dos ultimas relacionadas matemáticamente mediante la velocidad de propagación de la onda:

V = λ f ( m/ s)

que para la luz en el vacio tiene un valor constante de 3* 10 8 U.I.

1 Å = 10 -10 m y 1 nm = 10-9 m

3. ORIGEN DE LA TEORIA CUANTICA. HIPOTESIS DE PLANCK. ECUACION DE DE BROGLIE.

A finales del siglo XIX comienzan a desarrollarse dos teorías de gran trascendencia en el mundo científico: la Teoría Cuántica y la Teoría de la Relatividad. En 1900 Max Planck demostró, aun sin comprender por que, que la energía no podía absorberse ni emitirse de manera continua, sino en forma de “paquetes” o cuantos cuyo valor es fijo y responde a la ecuación:

1. E = n h f ; donde: n= numero cuántico definido por los valores enteros positivos h = constante de Planck = 6.33 *10-34 U.I.

Esta ecuación conocida como la Hipótesis de Planck, introdujo en la teoría atómica el concepto de cuantizacion de la energía, que no es más que decir que a escala atómica solo son posibles ciertos valores de energía perfectamente predecibles.

Ejemplo:

¿Puede un elemento cuya única raya del visible tenga una longitud de onda de 5,89 x 107 m absorber una radiación de 4,70 x10-19 J?

En este caso no puede absorber 4,70 x10-19 J ya que este valor de energía no ser un es múltiplo de 3,374 x 10-19 J.

De forma paralela, Einstein usaba la teoría de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico (el cual se basa en la emisión de electrones de una placa metálica cuando esta es incidida por un haz de luz de ciertas características (pág. 15 libro) y para ello expone que la luz esta formada por partículas (fotones) que llevan asociada una cierta energía: E = h f . Esta idea justifica la naturaleza corpuscular de la luz, que ha de ser compaginada con la ya demostrada naturaleza ondulatoria, dando así lugar a lo que conocemos como “dualidad onda- corpúsculo”: la luz se presenta simultáneamente como onda y como cuerpo, pero en función del fenómeno investigado se manifiesta una u otra naturaleza.

Matemáticamente, la naturaleza ondulatoria queda expresada por la ecuación de Planck (1), mientras que la naturaleza corpuscular queda definida por:

2. E = pc; donde p = la cantidad de movimiento de una partícula = mv c = velocidad de la luz en el vacío. Igualando ambas expresiones obtenemos la Ecuación de De Broglie, que relaciona ambas naturalezas:

Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular.

Algunos metales al incidir una determinada radiación sobre ellos emiten electrones. Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor…

Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “”, es decir, un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si. La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “0”.

Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas, a los que denominó “fotones” cuya energía venía determinada por E = h · F 06 EF 02 EF 02 0Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón.

Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón:

Ejemplo:

Calcula la energía de fotones de rayos X cuya longitud de onda es de 0,6 nm. (h = 6,625 x 10–34 J s)

E = h x=6,625 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1 = 33,125 x 10–17J= 3,3125 x 10–16 J

4. ESPECTROS ATOMICOS. MODELO ATOMICO DE BOHR. NIVELES DE ENERGIA. ESPECTRO DE HIDROGENO.LIMITACIONES AL MODELO.

Los espectros atómicos son un conjunto de frecuencias de luz emitidas o absorbidas por un determinado átomo expuesto a radiación. Cada átomo tiene un espectro característico, de modo que funciona como una “huella digital”, con lo que son útiles, no solo para estudiar la estructura del átomo, sino también para el reconocimiento de la composición de una muestra de materia (pág. 18 y 19).

Modelo atómico de Bohr

Basándose en el modelo de Rutherford, Bohr establece un nuevo modelo para el átomo de H caracterizado por introducir orbitas circulares y establecer tres postulados de gran trascendencia:

-Primer postulado: hipótesis de los estados estacionarios El electrón gira alrededor del núcleo solamente en un conjunto fijo de orbitas permitidas llamadas “estados estacionarios” y en ellas no absorbe ni emite energía.

-Segundo postulado: condición de cuantizacion De las infinitas orbitas posibles para la física clásica, solo son posibles aquellas cuyo valor de momento angular sea un múltiplo entero de h / 2Π. Así: L = m v r = n h / 2Π donde: n = numero entero positivo h = constante de Planck Esta ecuación nos permite encontrar estados estacionarios (r) en función de n.

-Tercer postulado: hipótesis de los saltos electrónicos. Los electrones pueden saltar de un estado estacionario a otro absorbiendo o emitiendo energía, generalmente, en forma de radiación, cuya frecuencia cumple la condición cuántica de Plaanck: Δ E = h f. Este postulado justifica los espectros atómicos observados para el hidrogeno.

Niveles de energía.

A partir de sus postulados, Borh deduce que las energías permitidas para el electrón toman los valores de E = - K / n2, siendo n el numero cuántico del 2º postulado y k una constante. El signo negativo hace referencia a la estabilidad del átomo respecto a sus partículas por separado: la suma de las energías que posee el núcleo más la del electrón es mayor que la que posee el átomo de H (con un protón y un electrón). Los distintos niveles de energía se obtienen dando valores a n (págs. 22 y 23).

Espectro de hidrogeno

La representación empírica de estas energías queda reflejada en los espectros atómicos. Puesto que el más sencillo es el de H, es sobre el que mas se ha estudiado: las series de Balmer, Lyman, etc... hacen referencia a formulas que reproducen con precisión las líneas de su espectro. A finales del siglo XIX, Rydberg generalizo todas ellas en una expresión que permitía encontrar todas las longitudes de onda del espectro de H en todo el rango electromagnético:

Donde n1 y n2 son números naturales, cumpliéndose siempre que n2 > n1, con lo que el paréntesis queda positivo. R es una constante llamada constante de Rydberg cuyo valor es: R = 1,0968 x 107 m–1.

Limitaciones al modelo: No se justifican los resultados obtenidos para átomos polielectronicos. Además, Bohr necesita recurrir a ideas cuánticas a pesar de que no aceptaba esta teoría.

5. MECANICA CUANTICA. ECUACION DE SCHRÖDINGER.PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG.

La ecuación de De Broglie para el fotón cumple la condición de cuantizacion del 2º postulado de Bohr, lo que significa que el electrón se comporta como un fotón, confirmando la hipótesis de Planck. Si el electrón puede comportarse como una onda, su movimiento podrá ser representado por las ecuaciones matemáticas que tenemos para expresarlas. En 1926, Schrodinger hace uso de una función de onda para describir el movimiento del electrón dentro del átomo. Dicha función, denominada función de onda de Schrodinger ( Ψ ), tiene una serie de soluciones que nos dan distintos estados de energía posibles para el electrón ( ya sea en un átomo o en una molécula). Cada solución valida quedara representada por tres números cuánticos que definirán al orbital atómico.

El uso matemático de esta ecuación es muy complejo, pero la idea física es fácil de comprender: el cuadrado de dicha función ( Ψ 2 ) es otra que nos indica la probabilidad de encontrar el electrón en una zona concreta del espacio (pág. 27, fig. -26), lo cual nos lleva a diferenciar entre orbita de Bohr y orbital.

Por otra parte, una consecuencia inmediata de la mecánica cuántica es el Principio de incertidumbre; al estudiar el comportamiento de un electrón nos encontramos con el problema de que, si este tiene naturaleza ondulatoria y ya que las ondas son infinitas, es imposible determinar con precisión su posición o su velocidad. Esta idea queda reflejada en el enunciado de dicho principio: “Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud la posición(x) de una partícula y su cantidad de movimiento (p) “

Δx Δp ≥ h/ 4Π (cuanto más exacto sea un dato mayor error tendremos en el otro). Este principio es aplicable a toda partícula pero solo las de masa ínfima se verán afectadas.

6. EL ATOMO EN EL MODELO MECANOCUANTICO. NUMEROS CUANTICOS. CONFIGURACION ELECTRONICA.

El nuevo modelo mecanocuantico nos deja dos ideas fundamentales:

1ª. Como consecuencia del principio de incertidumbre, debemos abandonar la idea de orbita y considerar al electrón como una nube de carga negativa que rodea al núcleo, siendo ahora el orbital la zona del átomo donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón.

. Como consecuencia de la ecuación de Schrodinger, el orbital queda representado por el valor de tres números cuánticos que definen un estado energético concreto. Sin embargo, para definir el electrón dentro del átomo es necesario un cuarto número cuántico (que no es deducido por la ecuación de Schrodinger). Así, los cuatro números cuánticos son los siguientes:

Nº cuántico principal ( n) :

Indica el nivel de energía dentro del átomo. Esta relacionado con su tamaño. Puede tomar valores: 1,2, 3….∞

Nº cuántico secundario o azimutal (l ): Indica los subniveles de energía de cada nivel. Cada subnivel esta formado por orbitales y la forma espacial de estos la determinan los valores de l

Puede tomar valores desde: 0,…..(n-1) Tipos de orbitales: l = 0 orbital tipo s l = 1 orbital tipo p l = 2 orbital tipo d l = 3 orbital tipo f

- Nº cuántico magnético (m): Indica la orientación espacial de cada orbital l. En cada subnivel hay (2l + 1) orbitales m de cada tipo. Puede tomar valores desde: - l…..0…….+l

Nº cuántico spin (ms): Indica las orientaciones que puede tomar el campo magnético interno de un electrón en presencia de un campo magnético externo. Quedan cuantizados con valores de + ½ y – ½ .

Ejemplo (Selectividad. Madrid Junio 1996).a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en qué tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles.

I) Imposible. (n < 1) II) Imposible. (l = n III) Posible. Orbital “1 s” IV) Imposible (m –1,0,1)

V) Posible. Orbital “2 p”

NOTA: si conocemos el orbital y nos mandan sacar los números cuánticos, tendremos que el número entero se corresponde con número cuántico n y la letra se corresponderá con el l según lo establecido en los números cuánticos.

Si resolvemos la ecuación de Schrodinger para átomos polielectronicos, las energías obtenidas no son las predichas por Bohr, esto es debido a que existe repulsión electrónica que provoca inestabilidad en el átomo, lo que se traduce en un aumento de la energía (pág. 42, fig. 7 vs fig. 8). Es decir, en los átomos polielectronicos la energía depende tanto de n como de l. Así:

-La energía aumenta según aumenta n+l -A igualdad de suma, la mayor energía la tiene el de mayor n. -Orbitales con los mismos n y l poseen el mismo estado energético (orbitales degenerados). Esta igualdad se rompe en presencia de un campo magnético, que orienta los orbitales en distintas direcciones (efecto Zeeman) provocando contenidos energéticos diferentes.

Ejemplo: 3px = 3py < 4s <3d<5s

Configuraciones electrónicas Una configuración electrónica no es más que la colocación de electrones en un diagrama de energía. El diagrama se llama diagrama de Möller y es el siguiente:

Según ya sabemos los electrones de un átomo se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos, según el siguiente esquema: • 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) • 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14

e–)

Y así sucesivamente…

Los orbitales atómicos tienen distintas formas; así, los orbitales “s” son esféricos; sin embargo el resto de los tipos de orbitales poseen direcciones concretas en el espacio; por ejemplo cada uno de los orbitales “p” se alinea sobre cada uno de los tres ejes de coordenadas.

NOTA: Cada elemento de la tabla periódica viene caracterizado por numero Z y A. El numero de electrones para escribir la configuración electrónica lo sabemos del numero atómico Z que sacamos de la tabla periódica siempre que el átomo sea neutro.

Z= nº protones= nº electrones si el átomo es neutro.(menor) A= nº másico= nº neutrones + Z.(mayor)

Isotopos: átomos del mismo elemento con el mismo Z pero distinto A, por lo tanto, cambia el numero de neutrones del núcleo.

Iones: son átomos que han ganado o perdido electrones. Si ganan electrones (sumamos a Z tantos como se indique) serán aniones (negativos) y si pierden electrones (restamos a Z tantos como se indique) serán cationes (positivos).

Átomos isoelectronicos son átomos de distintos elementos que tienen el mismo número de electrones.

Ej. F-1( 9 e + 1e = 10 e) y Na +1 ( 11e -1e = 10 e)

Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes principios:

Principio de mínima energía (aufbau): “Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía, es decir, se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores”. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund): “Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico”. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados. Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli: “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”. Estos principios permiten explicar las propiedades magnéticas de las sustancias:

Sustancias paramagnéticas: son aquellas que sufren atracción por los imanes. Todas ellas comparten la peculiaridad de poseer electrones desapareados en su configuración electrónica. Ej.: C, N,..

Sustancias diamagnéticas: son aquellas que no sufren atracción e incluso pueden ser ligeramente repelidas. Todas ellas comparten la

peculiaridad de no poseer ningún electrón desapareado en su configuración electrónica. Ej. Be, Ne,…

Anomalías en los principios de configuración: El principio de aufbau, que rige la colocación de los elementos en la tabla periódica, establece que cada uno de ellos posee un protón más que el anterior y por tanto un electrón más que se irá situando en el siguiente orbital disponible. Sin embargo hay excepciones a esta regla, y todas ellas se basan en la mayor estabilidad que adquiere el átomo con la variación de la configuración respecto de la teoría. Por ejemplo:

24Cr: (Ar) 4s23d4 configuración teórica

24Cr: (Ar) 4s13d5 configuración real (posee el orbital d semilleno)

BLOQUE 2. SISTEMA PERIODICO

1. PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIODICAS

A medida que se descubrían nuevos elementos se observaban analogías en sus propiedades, lo que llevo a la necesidad de una organización. La primera organización estable fue en Triadas (de Döbereiner (1829) buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos.Ej.Cl, Br y I;), y posteriormente en Octavas de Newlands (1864).

Clasificación de Mendeleiev (1869). A finales del siglo XIX, Mendeleiev establece su Tabla Periódica basándose en dos ideas: colocar los elementos horizontalmente por orden creciente de masas atómicas y en columnas en función de sus propiedades. Fue capaz de predecir la existencia de elementos desconocidos, dejando espacios libres para ellos, e incluso de precisar propiedades de elementos ya conocidos. Pero el problema de Mendeleiev es que se vio obligado a invertir el orden de elementos, acorde a las propiedades, pero sin poder justificar porque, lo que no confería mucha seguridad al modelo. Hoy día sabemos el porqué, y es que la periodicidad de las propiedades no es función de las masas atómicas sino del numero atómico (Z).Fue deducido por Moseley a partir de una experiencia con rayos X.

Tabla periódica actual

En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus

propiedades físicas y químicas". A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio, pues en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existe una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo (configuración electrónica) y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiometria de compuestos que forma...

IMPORTANTE: Se ordenan en filas (periodos) y en columnas (grupos), de tal manera que:

• Todos los elementos de un mismo periodo comparten el mismo nivel cuántico principal.

• Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración en la capa de valencia(es la ultima capa donde se sitúan los electrones), lo que les confiere propiedades similares.

• Los grupos se agrupan en bloques que denominamos s, p, d o f y que coinciden con el tipo de orbital l en el que se sitúa el electrón diferenciador. (Figura)

Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2. Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 al 18. Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12. Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla. El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), claramente en el grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración “s1” y “s2” respectivamente.

Cada uno de los e– de cada elemento viene determinado por una combinación de cuatro números cuánticos, de tal manera, que tal y como se enunció en el principio de exclusión de Pauli: “No hay dos electrones del mismo átomo que tenga los cuatro números cuánticos iguales”

Bloqu e

Grup o

Nombres Config. Electrón.

s 1 2

Alcalinos Alcalino-térreos

n s1 n s2

p 13 14 15 16 17 18

Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles

n s2 p1 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6

d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos)

n s2 (n–2)f1-14

Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 5d4 6 s2.

Para saber el periodo: nos fijamos en el n más alto de toda la configuración (n=6) Para saber grupo: nos fijamos donde está situado el último electrón. ( d4)

Periodo 6 y grupo 6 :( d4: metal del transición) es el wolframio (W) 2. Carga nuclear efectiva (Z*) Para comprender las variaciones que sufren dichas propiedades a lo largo del Sistema Periódico debemos tener en cuenta que las fuerzas que rigen el átomo son de naturaleza electrostática (fuerzas de Coulomb) y que por lo tanto habrá que analizar en conjunto las atracciones entre el núcleo y la nube electrónica (proton-electron) y las repulsiones en la nube electrónica (electron-electron). Para ello definimos la carga nuclear efectiva Z* como lacarga real que mantiene unido a un e– al núcleo. Depende de dos factores contrapuestos: • Carga nuclear (Z). A mayor”Z” mayor”Z*”, pues habrá mayor atracción por

parte del núcleo al haber más protones. • Apantallamiento o efecto pantalla (a) de e– interiores o repulsión

electrónica. A mayor apantallamiento menor”Z*”.

Así consideraremos que: Variación de Z* en la tabla. GRUPO: Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un mismo grupo,

pues aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.

PERIODO: Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo, debido al menor apantallamiento de los e– de la última capa y al mayor “Z”, de manera que según se avanza en un periodo hacia la derecha crece más “Z” que “a”, pues el apantallamiento de los e– de ultima capa es muy pequeño. Carga nuclear efectiva y reactividad. La atracción que sufren los electrones de valencia(los electrones de las capas más externas y los responsables de la formación de los enlaces) no sólo dependen de la carga nuclear efectiva, sino también de la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb). Por ello, la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores.

Los metales serán tanto más reactivos cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo, es decir, cuando pierdan los e– con mayor facilidad.

Ejemplo: El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.

Los no-metales serán más reactivos a mayor Z* y menor distancia al núcleo, es decir, cuando los e– que entran sean más atraídos.

Ejemplo: El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl. 3. PROPIEDADES PERIODICAS

C rga nuclear efectivaaumentaAu to en la ReactividadGases i ert sMETALESNO METALES

Tal y como viene enunciado en la ley periódica, hay una serie de propiedades en los elementos que varían de manera periódica al ir aumentando el número atómico. Vamos a estudiar algunas de ellas 3.1. TAMAÑO de los átomos. Radio atómico Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”. Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.

En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva, es decir, hacia la derecha, debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos. En un grupo, lógicamente aumenta al aumentar el periodo(n) pues existen más capas de electrones. Radio iónico Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

Los cationes son menores que los átomos neutros. Al ser menor el numero de electrones, la carga nuclear efectiva es mayor. (menor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga del ion, menor será el ion. Así, en un mismo periodo los radios cationicos disminuyen hacia la derecha , ya que aumenta Z. En un grupo, aumenta hacia abajo, ya que se va añadiendo una capa electrónica mas. Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica), al aumentar el numero de electrones, se produce una mayor repulsión entre los electrones y se expande la capa. Cuanto mayor sea la carga del ion, mayor será el ion. Así, en un mismo periodo los radios cationicos disminuyen hacia la derecha , ya que aumenta Z. En un grupo, aumenta hacia abajo, ya que se va añadiendo una capa electrónica mas. En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico( Z de su atomo neutro), pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al tener menos protones y electrones su atomo neutro.

Ejemplo (Selectividad. Madrid Junio 1997). a) De las siguientes secuencias de iones, razone cual se corresponde con la ordenación en función de los radios iónicos: (I) Be2+ < Li+ < F- < N3-, (II) Li+ <Be2+ < N3- < F-; b) Ordene de mayor a menor los radios de los elementos de que proceden.

a) La secuencia “I” es la correcta, ya que a igualdad de electrones, y por tanto igual apantallamiento, el Be2+ tiene una mayor “Z” y por tanto una mayor”Z*” que el Li+.

Igualmente, el N3– tiene el mismo nº de electrones que el F– pero es mayor por tener una mayor”Z*” (mayor carga nuclear e igual apantallamiento).

b) Li > Be > N > F ya que, para el mismo periodo, el radio atómico disminuye hacia la derecha al haber una mayor”Z*” (aumenta más “Z” que “a” al ser el apantallamiento de los e– de la última capa inferior a 1). 3.2. ENERGÍA de ionización (EI). También llamado potencial de ionización. “Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión”. Es siempre positiva (proceso endotérmico). Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2),... según se trate del primer, segundo,... e– extraído., y considerando que la EI 2ª > EI 1ª.. y en general, a medida que vamos arrancando electrones mas energía se requiere.

Xg X g + + e-

La EI aumenta hacia arriba en los grupos al haber una mayor atracción por una “Z*” parecida y una menor distancia de los electrones externos al núcleo ( hay una capa electrónica menos, mas atraídos) también aumenta hacia la derecha en los periodos por una mayor “Z*” y un menor radio. La EI de los gases nobles al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos es muy grande, pues se debe extraer un e– a átomos con configuración electrónica muy estable. 3.3. AFINIDAD electrónica (AE)

“Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e– y forma un anión”. Es difícil de medir y se suele hacer por métodos indirectos. Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. Al igual que con la energía de ionización, hablamos de 1ª, 2ª,… AE.

Xg + e- X g -

Es más negativa en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del sistema periódico y en un mismo grupo hacia arriba) y suele ser positiva en gases nobles y metales alcalinotérreos.

La 2ª y posteriores AE también suelen ser positivas, pues se trata de introducir un e– a un anión, lo que lógicamente está impedido por repulsión electrostática.

La variación de la afinidad electrónica es igual que la energía de ionización.

3.4.Electronegatividad ( F 06 3) y carácter metálico.

Son conceptos opuestos (a mayor “ F 06 3” menor carácter metálico y viceversa).

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer los e– de otros átomos a los que está enlazado. Es un compendio entre EI y AE.

Aumento de la electronegatividad

La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos pues los e– son más atraídos por el núcleo a menores distancias y hacia la derecha en los periodos ya que hay mayor “Z*” y una menor distancia. Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F), así elementos con altas electronegatividades son no metales y con baja electronegatividad serán metales.

Aunque la Tabla Periódica se clasifica tradicionalmente en metales, no-metales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras clases, existiendo unos elementos llamados semimetales con características intermedias ya que la mayor o menor tendencia a perder o capturar electrones es gradual a lo largo de la tabla. Ejemplo (Selectividad. Madrid Previo 1998). Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente: a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique su situación en el sistema periódico. c) Compare tres propiedades periódicas de ambos elementos. d) Justifique el tipo de enlace que producen al unirse. a) A (Z=19): 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; B (Z= 35): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5

b) A (4s1) Grupo 1 (alcalinos) Periodo 4;B (4s2p5)Grupo17 (halógenos) Periodo4 c) Al estar en el mismo periodo sólo hay que ver la variación de izquierda a derecha:

• Radio atómico : A > B (el radio disminuye hacia la derecha) • EI: A < B (la EI aumenta hacia la derecha)

• F 06 3: A < B (la F 06 3 aumenta hacia la derecha)

d) Al ser A un metal alcalino y B un no-metal halógeno formarán un enlace iónico ya que A tenderá a ceder el electrón 4s con facilidad (baja EI) y B tenderá a capturarlo (alta F 06 3):

A – 1 e– F 0A E A+ ; B + 1 e– F 0A E B – F 0D E Fórmula: AB (KBr)

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