Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 1

Transcript

1 As leis ponderais e volumétricas, estudadas no anterior tema, analizadas á luz da teoría atómica que hoxe manexamos resultan ser unha consecuencia lóxica da mesma, pero non debemos esquecer que historicamente o proceso foi o contrario, como é habitual no método científico, primeiro inducíronse as leis experimentais e despois, para explicar ese comportamento da materia, elaborouse unha teoría mediante diferentes modelos. TEORÍAS ATÓMICAS Na ciencia un modelo é a imaxe que formamos de algo ao que os nosos sentidos non teñen acceso. Os átomos polo seu pequeno tamaño non podían ser vistos e polo tanto había que elaborar un modelo que explicase como eran. Ao longo da historia aplicando o método científico fóronse introducindo diferentes modelos atómicos segundo os coñecementos e as necesidade para poder explicar o que se ia descubrindo quimicamente. Estes diferentes modelos elabóranse ou ben rectificando o modelo anterior por completo ou introducindo modificación parciais que permiten explicar os novos descubrimentos. MODELO DE DALTON Hipóteses de Dalton: O primeiro modelo foi enunciado por Dalton no ano 1808 que constaba de catro postulados que non son outra cousa que as hipóteses. 1ª Os elementos están constituídos por partículas moi cativas, indivisibles e indestrutibles chamadas átomos. 2ª Os átomos dun mesmo elemento son todos iguais entre eles. 3ª Os átomos de elementos diferentes teñen diferentes todas as súas propiedades. 4ª Os átomos de elementos diferentes pódense xuntar para formar compostos. Este modelo atómico explica perfectamente as leis experimentais das reaccións químicas. Vexamos un par de casos. Durante unha reacción química as moléculas dos reactivos descompóñense total ou parcialmente no átomos ou grupos de átomos que as forman, que unha vez libres, vólvense combinar doutro xeito producindo moléculas de produtos. No transcurso da reacción os átomos non se destrúen, nin se forman átomos novos, polo que ao final o número de átomos é o mesmo que ao principio o que xustifica que a masa siga sendo a mesma. Dado que as moléculas dun composto químico son todas iguais, a relación entre as masas dos elementos que forman un composto sempre será a mesma, independentemente da cantidade de composto que se analice. O modelo: Para Dalton o átomo era unha esfera maciza que non estaba formada por outra cousa, sendo este o modelo que tiña Dalton. MODELO ATÓMICO DE THOMSON A finais do século XIX descubríronse unha partículas que eran máis pequenas que o átomo e que tiñan que proceder do mesmo que son o protón e o electrón. A principios do século XX descubriuse o neutrón. Partindo de experiencias que estudaredes no vindeiro curso determináronse as propiedades destas partículas que quedan resumidas no seguinte cadro: Masa Carga Protón kg C Electrón kg C Neutrón kg Non ten O descubrimento destas partículas fixo que o modelo de Dalton non servira xa que non contemplaba a existencia destas partículas, propoñendo Thomson un modelo no que electróns e protóns Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 1

2 están todos xuntos rodeándose un de outro de signo contrario para anular as forzas repulsivas entre cargas de igual signo. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Geiger e Marsden, colaboradores de Rutherford, bombardearon unha lámina moi fin a de ouro con partículas alfa (α), que son núcleos de helio (He), que constan de dous protóns e dous neutróns. Comprobaron que a inmensa maioría das partículas atravesaban a lámina de ouro mantendo a súa traxectoria recta, unhas poucas sufrían unha desviación e unha ínfima cantidade rebotaban na lámina. Rutherford concluíu que a masa e a carga positiva (Protóns) atopábanse ocupando unha parte diminuta do átomo que denominou núcleo e a carga negativa electróns atopábanse na cortiza ocupando a meirande parte do volume do átomo. Para explicar o feito que os electróns non caen sobre o núcleo, atraídos por este, Rutherford suxeriu que se atopaban xirando arredor do núcleo en órbitas circulares de modo que a forza de atracción electrostática facía o efecto de forza centrípeta. O modelo presenta varios problemas. En primeiro lugar non resulta fácil comprender que os protóns se manteñan unidos nun espazo tan pequeno dadas as formidables forzas de repulsión que deben vencer. Rutherford previu a existencia dunhas partículas con masa e sen carga que coexistirían cos protóns. En 1932 Chadwick detectou o neutrón. Existe outro problema ao que Rutherford non lle veu solución que é o seguinte: toda partícula que xira posúe aceleración centrípeta, e toda carga que posúa aceleración debe emitir radiación electromagnética, e esta emisión enerxética fará que o electrón vaia perdendo enerxía, consecuentemente velocidade, chegando a caer sobre o núcleo. Pero evidentemente isto non ocorre polo que o modelo de Rutherford non da satisfacción a esta cuestión. MODELO ATÓMICO DE BÖHR O mesmo que nos casos anteriores Böhr para elaborar o seu modelo baseouse en feitos experimentais, concretamente o que Böhr ten que xustificar co seu modelo é que os espectros atómicos sexan espectros de raias e ademais sempre sexan idénticos os do mesmo elementos, por así dicilo o espectro dun átomo é como a súa impresión dixital. Pero desto ocuparémonos no vindeiro curso. Böhr suxire que o electrón non pode xirar en calquera órbita senón en algunhas órbitas permitidas. Para estruturar o seu modelo atómico Niels Böhr parte de tres postulados Postulados de Böhr: 1º Os átomos constan de núcleo e cortiza, nesta xiran os electróns el órbitas circulares sen emitir enerxía. 2º A enerxía total do electrón está cuantizada e unicamente pode tomar determinados valores. 3º Un electrón emite enerxía cando salta dunha órbita superior a outra inferior e a absorbe no caso contrario. Böhr calcula matematicamente os valores da enerxía e do radio atómico da órbita do electrón, no átomo de hidróxeno, baseándose na consideración de Rutherford, é dicir, a forza atractiva (eléctrica) é igual a forza normal ou centrípeta, engadindo a cuantización, que expresa no segundo postulado, chegando ás seguintes expresións: Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 2

3 Nas que n é o número cuántico principal que pode tomar os valores de números naturais 1, 2, 3,, indicándonos á distancia á que está a órbita do núcleo sendo o nivel enerxético principal. No esquema poden observarse os saltos enerxéticos que dan lugar ás diversas series espectrais, que reciben diferentes nomes segundo ao punto onde chegan os electróns así se é ao primeiro nivel chámase serie de Lyman se o nivel de chegada é o segundo estamos no caso da serie de Balmer, cando é o terceiro e a serie de Paschen, o cuarto da lugar a serie de Brackett e cando é o quinto el a serie de Pfund. Hai que sinalar que os resultados que se obteñen para a enerxía do electrón aplicando a fórmula de Böhr e mediante o espectro teñen, no caso do hidróxeno, unha moi grande concordancia. Modificacións ao modelo de Böhr: Corrección de Sommerfeld:O perfeccionamento dos espectrómetros permitiu que se observase que case todas as liñas estaban desdobradas en varias, isto foi interpretado por Sommerfeld dicindo que en cada nivel n pode haber varios subniveis de enerxía que se caracterizan por órbitas elípticas de distintas excentricidades.para determinar cantos tipos de órbita poden darse en cada nivel, introduciu o número cuántico acimutal l que toma valores, de números enteiros que van desde 0 até n 1, así cando l = 0 teríamos os orbitais s mentres que se l = 1 teríamos os orbitais p e si l = 2 teríamos os orbitais d e, por último, si l = 3 obteríamos os orbitais d Corrección de Zeeman: é a segunda corrección, faise debido ao descubrimento dun desdobramento das raias espectrais que se observa cando a mostra está sometida a un campo magnético, isto é o chamado efecto Zeeman. Para que isto quedara dentro do modelo atómico, Zeeman introduce o número cuántico magnético m, que adopta valores de números enteiros que van desde l até + l incluíndo o 0. O número de valores que pode tomar m para un determinado valor de l indícanos o número de órbitas, do tipo que no indica l, que pode haber en cada nivel. Corrección de Goudsmit e Uhlenbeck: Cando se fai unha análise máis detallada do efecto Zeeman da pé a observar que en realidade cada unha das raias se desdobraba, nalgunhas ocasións, en dúas ao que se denominou efecto Zeeman anómalo e Goudsmit e Uhlenbeck propuxeron considerar ao electrón como unha esfera cargada que xira sobre o seu propio eixe, podendo facelo en dous sentidos, o que dá lugar a un novo número cuántico, característico do electrón e que recibe o nome de número cuántico de spin s que pode tomar os valore + ½ e ½. MODELO ATÓMICO DE SCHRÖEDINGER É un modelo moi complicado desde o punto de vista matemático que xurde para introducir no estudo do átomo os conceptos derivados das modernas teoría de principios do pasado século como son a teoría corpuscular ondulatoria e o principio de incerteza, entre outros. No caso anterior os números cuánticos vémonos obrigados a introducilos para poder explicar diferentes fenómenos, aquí os número cuántico obtémolos como os valores das constante que temos que introducir ao resolver as ecuacións matemáticas que describen un átomo. Nesto modelo substitúese o concepto de orbita polo de orbital que é a zoa na que hai máis probabilidade de encontrar o electrón. Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 3

4 O orbital ven determinado por tres números cuánticos que son os mesmos que tivemos que introducir nas correccións do modelo atómico de Böhr o n, o l e o m habendo outro número cuántico o s que é característico do electrón. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI O principio de exclusión de Pauli ven dicir que nun átomo no pode haber dous electróns que teñan os catro números cuánticos iguais así teríamos a seguinte táboa un exemplo dos valores para os números cuánticos: n l m s ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 Os números cuánticos vannos indicar o mesmo que indicaban nas órbitas pero neste caso e no relativo aos orbitais, así teríamos: Valor de l Tipo de orbital Valores de m Número de orbitais 0 s p -1, 0, d -2, -1,0,+1, f -3, -2, -1, 0, +1, +2, ENERXÍA E ORIENTACIÓN DOS ORBITAIS Número de electróns Os orbitais s son esféricos coincidindo o seu centro co do núcleo do átomo. Os orbitais p, teñen a forma de dúas esferas tanxentes orientándose segundo os tres eixas cartesianos sendo a orixe o centro do núcleo atómico tendo as denominación px, py, e pz que son todos iguais diferenciándose soamente na orientación. Para un mesmo valor de n os orbitais s son de menor enerxía que os p, e a deste é idéntica no tres, dise entón que son niveis de enerxía dexenerados. No caso dos orbitais d e f as formas deles son as indicadas na figura sendo a súa denominación no caso dos orbitais d dxy, dyx, dxz, dx 2 -dy 2, dz 2, mentres que a denominación e formas dos orbitais f é moito máis complexa. orbital d orbital f Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 4

5 ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS Estudos realizados por diversos investigadores levaron á conclusión de que os átomos polielectrónicos dispoñen de orbitais similares aos do átomo de hidróxeno. Aínda que nestes átomos os electróns máis excitables son os da última capa e polo tanto os espectros de cada átomo serán característicos do mesmo, sendo un método de identificación do elemento. COLOCACIÓN DOS ELECTRÓNS NOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS Os electróns nun átomo vanse ir situando nos diferentes niveis atendendo a unhas regras que son as seguintes 1ª Regra da mínima enerxía: un electrón ao situarse nun átomo ocupará o orbital vacante que teña menor enerxía. 2ª Regra de Klekowsky: a orde de enerxía, de menor a maior dos orbitais atómicos é o de n+l crecente. No caso que a suma de n+l terá menor enerxía o de menor n 3ª Principio de exclusión de Pauli: xa o temos enunciado con anterioridade. 4ª Regra de Hund: ao encherse os orbitais dexenerados (que teñen a mesma enerxía) os electrón estarán o máis desapareados que sexa posible, e dicir, que teñan a máxima multiplicidade. A distribución electrónica é a distribución dos electróns nos subniveis e orbitais dun átomo. A configuración electrónica dos elementos rexese segundo o diagrama de Moeller. Para comprender o diagrama de Moeller utilizase a táboa da esquerda e para encontrar a distribución electrónica escríbense as notacións en forma diagonal desde enriba cara embaixo e de dereita a esquerda seguindo as cores: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Ao conxunto de todas estas regras é o que se lle chama principio de construción (denominado principio de Aufbau, do Alemán Aufbau que significa construción foi unha parte importante do concepto orixinal de Böhr de configuración electrónica podendo configurarse do seguinte modo: Soamente se poden ocupar os orbitais cun máximo de dous electróns, en orde crecente de enerxía orbital; os orbitais de menor enerxía énchense antes que os de maior enerxía. Esta é unha forma de resumir todas as regras de enchido de orbitais. Vemos que se poden usar orde de enerxías dos orbitais para describir a estrutura electrónica dos átomos dos elementos. Un subnivel de tipo s pódese encher con 1 ou 2 electróns. Un subnivel de tipo p pode conter de 1 a 6 electróns, un subnivel d pode conter de 1 a 10 electróns e un subnivel de tipo f pode conter se 1 a 14 electróns. Poderemos describir a estrutura electrónica dos átomos establecendo o subnivel ou distribución orbital dos electrón. Colocándose os electróns, primeiro, nos subniveis de menor enerxía e cando estes están completamente ocupados se usa o seguinte subnivel de enerxía máis alto. Isto representámolo na táboa da dereita Para encontrar a configuración electrónica usamos o mesmo procedemento que no caso anterior, incluído neste caso o número máximo de electróns para cada orbital como un superindice. Outro sistema para obter as regras aufbau e situar os orbitais tal e como se indica no gráfico seguindo as frecha obteremos a configuración electrónica dun elemento, nos a poñemos co número máximo de electróns que pode ter un orbital. s p d f n=1 1s n=2 2s 2p n=3 3s 3p 3d n=4 4s 4p 4d 4f n=5 5s 5p 5d 5f n=6 6s 6p 6d n=7 7s 7p s p d f n=1 2 n=2 2 6 n= n= n= n= n= s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 5

6 SISTEMA PERIODICO E ESTRUCTURA A estrutura electrónica dun elemento ten moito que parecido coa dos seus compañeiros de grupo no Sistema Periódico. De feito existe unha relación entre estrutura electrónica dun átomo e o lugar que ocupa no Sistema Periódico. No esquema da táboa periódica observamos de o hidróxeno e o helio requiren unha colocación especial, a do helio é clara porque este elemento posúe todas as características dos gases nobres. O hidróxeno colócase en algunhas ocasións enriba dos halóxenos xa que lle falta, como a eles, un electrón para completar a súa última capa, en outras ocasións el só na parte superior da táboa, mais nós inclinámonos pola colocación no grupo dos metais alcalinos, aínda que as propiedades do hidróxeno non concordan demasiado coas destes metais, pero se seguimos o criterio da estrutura electrónica non cabe dúbida de que esta é a posición máis axeitada. Grupos: denominamos grupos da táboa periódica son as columnas dos elementos. A clasificación máis normal é a que consiste en denominar grupos a aos dos elementos tipo, é dicir, os que a súa configuración remata en ns ou np, seguindo unha orde de esquerda a dereita e os grupos b aos dos elementos de transición [a súa configuración remata en (n-1)d] empezando a contar o 1b no grupo de cobre (Cu), que ten unha estrutura electrónica que finaliza en 4s 1, 3d 10 que como podemos observar constitúe unha excepción. Obsérvese que o grupo 8b é tripla, nel a similitude de propiedades entre os elementos dunha tríade (Fe, Co, Ni) é maior que entre os seus compañeiros de perpendicularidade. Os elementos nos que a súa configuración rematan en (n-2)f son os elementos de transición interna que son os lantánidos e os actínidos que normalmente por razóns de espazo e comodidade colócanse debaixo do resto. Períodos: os períodos numéranse e ordénanse segundo o maior número cuántico principal dos electróns dos átomos. PROPIEDADES ATÓMICAS PERIÓDICAS Denomínanse así aquelas propiedades dos átomos que dependen da súa estrutura electrónica e consecuentemente da súa situación no sistema periódico, as máis importantes son o tamaño dos átomos, o potencial de ionización, a afinidade electrónica e a electronegatividade. RADIO ATÓMICO O tamaños do átomos é difícil de determinar, nos o valoraremos por medio do radio atómico. Os electróns non están a distancias fixas do núcleo, polo contrario é relativamente ampla a rexión onde é posible encontrar un electrón. Amais cada átomo está influenciado polos seus veciños, polo que o seu tamaño varía segundo estea illado ou non, neste caso depende do carácter dos átomos veciños. Con todo é posible asignar aos átomos radios atómicos, que indican o seu tamaño aproximado. En xeral, nun mesmo período, os radios atómicos dos elementos tipo diminúen de esquerda a dereita. Isto débese a que o número de protóns e electróns medra ao longo do período e a atracción núcleo cortiza é maior, co que se produce unha concentración da nube electrónica que trae consigo unha diminución do radio. Os menores radios atómicos son os dos elementos de transición. Nun mesmo grupo os radios atómicos aumentan cara embaixo debido a que cada átomo posúe un nivel enerxético ocupado máis que o anterior. POTENCIAL DE IONIZACIÓN O potencial de ionización é a enerxía necesaria para que un átomo en estado gasosos perda un electrón da última capa electrón de valencia, converténdose en un ión positivo. Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 6

7 Denomínase segundo potencial de ionización á enerxía necesaria para que un ión cunha carga positiva perda un electrón converténdose nun ión con dúas cargas positivas. Da mesma forma defínese o terceiro potencial de ionización ou o cuarto, etc Tres factores conxúganse no estudo da variación do potencial de ionización ao longo da táboa periódica: a) Distancia desde o núcleo ao electrón que se perde: é evidente que, segundo a lei de Coulomb, canto máis lonxe estea o electrón do núcleo máis débil será a atracción. b) Carga do núcleo e o efecto pantalla dos electróns internos: a maior carga do núcleo maior atracción, pero hai que ter en conta que o electrón exterior non soamente está sometido a esa atracción senón que tamén está sometido á repulsión dos demais electróns que están entre el e o núcleo. Dicimos que eses electróns internos apantallan ao electrón de valencia. c) Proximidade da estrutura electrónica externa ao octeto s 2 p 6 : todos os átomos tenden a adquirir a estrutura de octeto por ser esta de gran estabilidade. Ao ir baixando no sistema periódico nun mesmo grupo o potencial de ionización vai diminuíndo xa que a) e b) inflúen nese sentido, non influíndo c) Ao avanzar un período de esquerda a dereita o potencial de ionización aumenta vindo este aumento determinado polo factor c). AFINIDADE ELECTRÓNICA A afinidade electrónica é a enerxía que libera un átomo en estado gasoso cando capta un electrón converténdose nun ión negativo A variación desta magnitude segue os mesmos criterios que o potencial de ionización debendo ter unha variación inversa no sistema periódico, pero como por definición ámbalas dúas teñen signo contrario a variación será a mesma. Un elemento que teña un elevado potencial de ionización terá unha elevada afinidade electrónica, caso do flúor, o que quere dicir que non ten tendencia a perder o electrón de valencia e si a gañalo. Os potenciais de ionización pódense determinar experimentalmente en moitos casos, non así a afinidade electrónica que se calcula habitualmente mediante balances de enerxía denominados ciclos de Born-Haber. ELECTRONEGARIVIDADE A electronegatividade é a tendencia dun átomo a atraer cara e el o par de electróns compartidos con outro nun enlace de tipo covalente. Os elementos son tanto máis electronegativos canto máis elevados son os valores do potencial de ionización e da afinidade electrónica. Téñense confeccionado diversas escalas de electronegatividade, a máis empregada na actualidade é a de Pauling, que lle asigna ao flúor o valor 4 0 e a partir dese por comparación mediante un método bastante complicado, asígnalle as demais electronegatividades do resto dos elementos. CARÁCTER METÁLICO A vella clasificación dos elementos en metais e non metais pódese identificar hoxe en día coas propiedades anteriores, de modo que un metal será un elemento electropositivo e un non metal un elemento electronegativo. En calquera táboa do sistema periódico delimitase unha liña fronteiriza entre ambos, os elementos que están próximos a esa liña participan de ámbalas dúas características. Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 7

8 Cuestións Cuestión 1. Nun átomo de hidróxeno o electrón está na órbita n=1, e noutro átomo na órbita n=3. Razoa coa axuda do modelo de Böhr: a) que electrón ten máis velocidade?; b) que electrón posúe maior potencial de ionización. Cuestión 2. a) Cantos orbitais p existen nun nivel de número cuántico principal n=2?; b) a resposta anterior, é válida para calquera nivel?; c) cantos electróns admiten os orbitais p?, que número(s) cuántico(s) distinguen a eses electróns uns doutros?. Cuestión 3. Explica razoadamente os valores que pode tomar m para os orbitais 3d e 4p. Indica cantos orbitais hai en cada un destes tipos e o número máximo de electróns que pode conter. Cuestión 4. Escribe a configuración electrónica dos seguintes átomos: F, S 2, Rb +, Xe e Ba +2. Cuestión 5. Enuncia o principio de exclusión de Pauli e explica cal das seguintes configuracións electrónicas non son posibles de acordo con este principio: a) 1s 2, 2s 2, 2p 4 ; b) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 3 ; c) 1s 2, 3p 1 ; d) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 10. Cuestión 6. Das anteriores configuracións electrónicas indica cales pertencen a un átomo en estado fundamental e cales a un átomo en estado excitado e cales non son posibles. Cuestión 7. Coñecido o número de electróns dos elementos A(2), B(11), C(9), D(12) e E(13), xustifica que o elemento/s que: 1) corresponde a un gas nobre; 2) é o máis electronegativo; 3) presenta valencia 3; 4) pode formar un nitrato que teña de fórmula X(NO3)2. Cuestión 8. Dadas as seguintes configuracións electrónicas que corresponden a átomos neutros: A: 1s 2, 2s 2, 2p 3 ; B: 1s 2,2s 2,2p 5 ; C: 1s 2, 2s 2, 2p 6 ; D: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 E: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2 ; a) órdeas de forma que aumente gradualmente o primeiro potencial de ionización, indicando a configuración electrónica de cada átomo ionizado; b) indica o elemento do que o segundo potencial de ionización e máis elevado, indicando a configuración electrónica do átomo dobremente ionizado; c) indica o elemento con maior afinidade electrónica; d) indica o elemento máis electronegativo; e) indica os elementos que presenten carácter metálico. Profesor: Guillermo F. Cloos Física e química 1º Bacharelato Estrutura atómica 2 8