estructura del Átomo sistema periÓdico - … · partÍculas del Átomo modelo atÓmico de thomson...

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

SISTEMA PERIÓDICO

TEMA 2

Pág. 228 libro (Unidad 11)

MAGNITUDES ATÓMICAS. REPASO

PÁGS. 234 - 235

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso

NÚMERO ATÓMICO (Z)

• Es el número de protones que tiene un átomo en su núcleo (Z = protones)

• En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones. En este caso, Z, también coincide con el número de electrones.

• Indica la posición del elemento en la tabla periódica


NÚMERO MÁSICO (A)

• Indica la masa que tiene un átomo.

• Es igual a la suma del número de protones y el número de neutrones (A = nº protones + nº neutrones).

• Dicho de otra forma, A = Z + n

• Número atómico y número másico se suelen representar junto con el símbolo del elemento de la siguiente forma:

(A)

(Z)


ISÓTOPOS

• Son las distintas formas atómicas de un mismo elemento que difieren en su número másico (A)

• 2 átomos son isótopos cuando tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones.

• Es decir, tienen el mismo Z (número atómico) y diferente A (número másico)


ISÓTOPOS

• Ejemplo; Isótopos del Hidrógeno


MASA ATÓMICA

• La masa atómica es la masa que presenta un elemento en el sistema periódico.

• No coincide, exactamente, con el número másico (aunque es parecido) porque los elementos suelen tener varios isótopos y cada uno de ellos tiene una masa diferente.

• La masa atómica es una media ponderada de las masas de los isótopos, de manera que los isótopos más abundantes en la naturaleza cuentan más que los isótopos menos abundantes.


IÓN

• Un ión es un átomo que ha ganado o perdido electrones

• Consecuentemente ya no tienen el mismo número de protones que de electrones

– Ión positivo (catión): el átomo tiene carga positiva, porque ha perdido electrones (tiene más protones que electrones)

Por ejemplo es un átomo (X) que ha perdido 3 electrones

– Ión negativo (anión): el átomo tiene carga negativa, porque ha ganado electrones (tiene más electrones que protones)

Por ejemplo es un átomo (X) que ha ganado 3 electrones


Ejercicio

• En la notación del siguiente elemento, determina el número de protones, neutrones y electrones.

+1


Ejercicio

• En la notación del siguiente elemento, determina el número de protones, neutrones y electrones.

+1 1

DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO

• En la antigua Grecia ya había dos teorías sobre la

materia:

– Teoría Atomística (siglo IV a. de C.): Defendida por Leucipo y

Demócrito, que decían que la materia estaba formada por

partículas discontinuas e indivisibles (átomo)

– Teoría Filosófica (V a. C.): Empédocles y Aristóteles (III a. C.):

que decían que la materia estaba formada por la combinación

de 4 elementos (aire, agua, tierra y fuego). Aristóteles añadió

un quinto elemento, el éter.


• En 1808, Dalton retomó las ideas de Demócrito y dio una teoría sobre el átomo en cuatro postulados:

– La materia está constituida por unas partículas indivisibles, denominadas átomos

– Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí

– Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades

– Los compuestos (moléculas) están formadas por la unión de átomos diferentes (de elementos distintos) en una relación numérica sencilla


• Tras la teoría atómica de Dalton (1.808), fueron

surgiendo una serie de teorías e hitos fundamentales

para el estudio de la estructura atómica

• Muy relevantes fueron los modelos atómicos de

Thomson (1.898), Rutherford (1.911), Bohr (1.913)

• El actual Modelo Atómico de Orbitales (Modelo

Atómico de Mecánica Cuántica) se basa en principios

de De Broglie, Schrödinger y Heisenberg

PARTÍCULAS DEL ÁTOMO

ELECTRÓN Descubrimiento del electrón (PÁG. 230)

• En 1.897 el físico Thomson introdujo un gas en un tubo de descarga, a muy baja presión haciendo para ello un vacío casi total.

• Conectó los electrodos a una diferencia de potencial muy elevada y se produjo la descarga observándose una luz (rayos catódicos)

• Posteriormente sometió estos rayos a campos eléctricos obteniendo una desviación hacia el polo positivo (ánodo)

• De esta forma Thomson llego a la conclusión: “los rayos catódicos no son tales rayos sino partículas, en movimiento, cargadas negativamente” y se les dio el nombre de electrón

(Ver Fig 1. pág. 230)


ELECTRÓN


ELECTRÓN

• Rayos catódicos

http://www.youtube.com/watch?v=1dPv5WKBz9k&feature=related


Actv. 1, pág. 231 ¿Por qué crees que al flujo de partículas que produce luminiscencia

en un tubo de descarga se le dio el nombre de rayos catódicos?


ELECTRÓN

Características del electrón (PÁG. 231)

• Los electrones son partículas de carga negativa y de muy

poca masa que constituyen los rayos catódicos

• Se puede simbolizar como e-

• Su carga negativa es de -1,602·10-19 C (Coulumbs)

• Su masa es de 9,109·10-31 kg

• Orbitan en torno a los protones y neutrones del núcleo

del átomo


ELECTRÓN


MODELO ATÓMICO DE THOMSON

• Thomson, en 1.904, después de haber descubierto el electrón, considera que en el átomo debe haber dos tipos de carga, la negativa del electrón y otra positiva.

• Enuncia el siguiente modelo:

– “el átomo es una esfera maciza de carga positiva con partículas negativas (electrones) distribuidas en tal número que contrarreste la carga positiva”

• Esta teoría aporta una visión estática (los electrones no se mueven) y no nuclear (no existe núcleo) del átomo, que según esta teoría se considera uniforme (homogéneo)

• Thomson también explicó la formación de iones, tanto positivos como negativos


MODELO ATÓMICO DE THOMSON


PROTÓN

Descubrimiento del protón

• Poco antes del descubrimiento del electrón por Thomson, el

físico E. Goldstein observa la aparición de rayos canales en

un tubo de descarga con el cátodo perforado (con canales)

• Estos rayos canales estaría formadas por partículas de signo

positivo, al tener una tendencia a distanciarse del ánodo

(polo positivo)

• Thomson confirmaría en 1.898, después del descubrimiento del electrón, que efectivamente en el átomo debe haber dos tipos de carga, la negativa del electrón y otra positiva.


PROTÓN


PROTÓN

• A la vista de los experimentos, se concluyó que los protones

serían partículas con carga positiva y masa muy superior a la

de los electrones

• Símbolo; p+

• Su carga positiva es de +1,602·10-19 C (igual en valor absoluto y de

signo contrario a la del electrón)

• Su masa es de 1,673·10-27 kg (1.837 veces superior a la de los

electrones)

• En realidad los protones estarían formados por partículas más

pequeñas llamadas quarks, combinadas entre sí


PROTÓN


MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Experimento de Rutherford (PÁGS. 232 Y 233)

• En 1911, Rutherford realiza un experimento con un elemento radiactivo que emite radiaciones α (con carga positiva)

• Hace incidir las radiaciones α sobre una lámina muy fina de oro, recogiendo posteriormente las radiaciones (después de atravesar la lámina de oro) sobre una pantalla fluorescente de ZnS.

• Rutherford esperaba que las partículas α atravesarían la lámina de oro sin sufrir desviación significativa en su trayectoria, asumiendo que los átomos son uniformes y homogéneos como establecía la Teoría de Thomson


• Sin embargo, el resultado fue muy distinto:

– La mayor parte de las radiaciones atraviesan la lámina sin desviarse (99.9%) no colisionan con el núcleo

– Un porcentaje muy pequeño (0,1%) de las radiaciones se desvían considerablemente “rozan” el núcleo

– Una de cada 20.000, aproximadamente, es rebotada al chocar con la lámina chocan con el núcleo



• En función de estas premisas elaboró su Modelo:

– El átomo contiene un núcleo central unas 100.000 veces más pequeño que el átomo

– En el núcleo se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo

– Los electrones se encuentran en la corteza, que ocupa casi todo el volumen del átomo, girando alrededor del núcleo en órbitas


RESULTADO ESPERADO

RESULTADO OBSERVADO



• Si bien supuso un gran adelanto, pues constataba la presencia de núcleo y corteza atómica, a este modelo se le achacaron algunos errores:

– no explicaba los espectros discontinuos

– contradecía las leyes electromagnéticas clásicas de la época (el electrón al girar tenía que emitir energía y cada vez describir una órbita más pequeña)


NEUTRÓN

• Descubierto por J. Chadwick en 1932 al someter una muestra de

Be a la acción de partículas α

• Se puede definir como partícula subatómica sin carga eléctrica

(eléctricamente neutra) y con masa similar a la del protón

• Símbolo; n0

• Carga eléctrica; 0

• Masa; 1,675·10-27 kg (muy similar a la del protón, aunque

ligeramente superior)

• También esta compuesto por partículas llamadas quarks

combinadas entre sí

MODELO ATÓMICO DE BOHR

PÁG. 239

MODELOS ATÓMICOS


• En 1913, Bohr adaptó la teoría cuántica de Planck y los espectros atómicos al modelo atómico de Rutherford. Para realizar su modelo atómico se valió del átomo de hidrógeno.

• El modelo de Bohr contenía los siguientes postulados:

1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares “estacionarias” (son órbitas en las que el electrón gira sin emitir energía)

2. No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular (o momento cinético) (m·v·r) sea múltiplo de la constante de Planck (h) dividida entre (2 π) -> m·v·r = n · h / 2π

3. El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. Si el salto es desde una órbita de mayor energía a otra de menor energía, emite energía en forma de radiación electromagnética (luz)

MODELOS ATÓMICOS


• De los postulados de Bohr, se estableció un nuevo modelo atómico con distribución ordenada de los electrones. Se llega así a las siguientes conclusiones: – Dentro de los átomos, los electrones se mueven alrededor del

núcleo en órbitas circulares o niveles de energía (nivel electrónico)

– La energía del electrón depende de la órbita en la que esté situado; cuanto más alejado del núcleo éste, mayor es su energía

– Los radios de las órbitas y energías de los electrones situados en ellas no pueden ser cualesquiera, sino solo ciertos valores muy concretos

– Los electrones pueden pasar de una órbita a otra ganando o perdiendo energía. Estos saltos explican la Hipótesis de Planck y los espectros discontinuos

MODELOS ATÓMICOS


ESPECTROS

Págs. 236-237

ESPECTROS

ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS

• Según Maxwell, la luz es una onda electromagnética

• Características de onda electromagnética (Pág. 236)

– Amplitud (A). Desplazamiento máximo de un punto respecto al equilibrio

– Longitud de onda (). Distancia de dos puntos consecutivos

– Frecuencia (). Número de vibraciones por unidad de tiempo

– Período (T). Tiempo invertido en efectuar una vibración completa

ESPECTROS

ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS

• Espectro electromagnético de la luz; conjunto de todas las ondas electromagnéticas ordenadas por su frecuencia

ESPECTROS

ESPECTROS ATÓMICOS

• A diferencia del espectro de la luz, los espectros atómicos son discontinuos (no se emiten en todas las frecuencias)

• Espectro de emisión de un elemento; Conjunto de frecuencias de ondas electromagnéticas emitidas por el átomo de ese elemento, cuando se le comunica suficiente energía

– Formado por unas bandas (líneas) de colores correspondientes a la frecuencia de luz que emiten al saltar los electrones desde órbitas más alejadas a órbitas más cercanas al núcleo atómico

ESPECTROS

ESPECTROS ATÓMICOS

• Espectro atómico de absorción. Está formado por bandas (líneas) negras dentro del espectro electromagnético de la luz, correspondiente a la frecuencia de luz que absorben los electrones al saltar desde órbitas cercanas al núcleo a órbitas más alejadas.

ESPECTROS

ESPECTROS ATÓMICOS

• Para estudiar los espectros atómicos se calienta el elemento que se está analizando o se somete a una descarga eléctrica, mediante esta energía se logra activar al átomo con lo cual se consigue que uno o varios electrones sean desplazados de sus posiciones primitivas y salten a orbitales más externos

• El átomo activado es inestable y en un tiempo muy breve el electrón desplazado vuelve a su posición inicial y desprende en forma de radiación electromagnética (luz) la energía captada antes.

• La imagen que sale correspondiente a la radiación luminosa del electrón constituye el espectro atómico.

ESPECTROS

Ejercicio. Pág. 239, Actv. 14

• El electrón de un átomo de hidrógeno ocupa el nivel 3.

Justifica cuántas radiaciones diferentes podrá producir cuando

retorne a su estado fundamental (nivel 1). ¿Y si ocupa

inicialmente el nivel 6?

Teoría cuántica

Teoría cuántica de Planck

– Cuerpos emiten o absorben energía en forma de paquetes o

cuantos de energía

– La energía correspondiente a cada cuanto es igual a h (cte de

Planck) por la frecuencia.

E = h ·

MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO. MODELO MECANO CUÁNTICO DEL ÁTOMO

PÁGS. 240, 241, 242 LIBRO

MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO • El modelo de Bohr se considera el precursor del actual modelo

atómico de orbitales

• Sin embargo, presentaba algunas limitaciones:

– Al aumentar la resolución de los espectrógrafos se observó que algunas líneas espectrales eran en realidad dos, muy juntas

– Al efectuar el espectro al mismo tiempo que se sometía la sustancia a un intenso campo magnético, se observó que las

líneas espectrales se desdoblaban en varias.

MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO

MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO (ACTUAL)

• Todas las modificaciones a las que fue sometido el modelo de Bohr resultaron insuficientes, siendo sustituido por un nuevo modelo; Modelo Atómico de Orbitales (Modelo de mecánica cuántica aplicada al átomo)

• Este modelo acoge los principios de la mecánica cuántica y está basado en los siguientes avances:

– Hipótesis de De Broglie

– Principio de Incertidumbre de Heisenberg

– Ecuación de Schrödinger.


MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO

• Hipótesis de De Broglie. Dualidad onda-corpúsculo

– Tradicionalmente la física asumía diferencias entre onda y partícula

– Por el contrario, De Broglie en su tesis doctoral propuso la existencia de ondas de materia, es decir que toda materia tenía una onda asociada a ella

– Consecuentemente los electrones, considerados partículas, también presentarían un comportamiento ondulatorio. Este hecho se demostró experimentalmente en 1.925

– En la actualidad, se asume que la luz puede poseer propiedades de partícula y propiedades ondulatorias, según los principios de mecánica cuántica



• Ecuación de Schrödinger – En 1926, Schrödinger estableció una ecuación de ondas para

medir el carácter ondulatorio del electrón

– Supuso un gran avance para describir el comportamiento del electrón alrededor del núcleo, siguiendo los principios de la mecánica cuántica

• Principio de incertidumbre de Heisenberg – Establece que es imposible conocer simultáneamente la

posición y la velocidad del electrón, y por tanto es imposible determinar su trayectoria.

– Cuanto mayor sea la exactitud con que se conozca la posición, mayor será el error en la velocidad, y viceversa

– Solamente es posible determinar la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región determinada



• Todas estas ideas y principios dan forma al modelo atómico actual:

– El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo

– No es posible predecir exactamente, donde se encuentra el electrón, desechando la idea de órbitas definidas de Bohr

– Por el contrario, únicamente podemos calcular la región de espacio más probable en la que se encuentra el electrón (orbitales)

– Un orbital sería la región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón

Números cuánticos (Pág. 241 libro)

• Describen el comportamiento de los electrones en el átomo.

Distintos tipos:

– Número cuántico principal (n). Designa el nivel de energía en el

que se encuentra el electrón (la órbita o capa) Puede asumir

valores desde n=1 hasta cualquier número entero positivo,

aumentando el valor según la distancia al núcleo, y con ello la

energía


• Describen el comportamiento de los electrones en el

átomo. Distintos tipos:

– Número cuántico del momento angular orbital (l). Determina

la forma del orbital dentro de cada nivel. Toma valores de l

entre 0 y n-1

• n=1 l= 0 (FORMA ESFÉRICA)

• n=2 l= 0 (FORMA ESFÉRICA) ó 1 (FORMA DILOBULAR)

• n=3 l=0 (FORMA ESFÉRICA) ,1 (FORMA DILOBULAR) ó 2

(TETRALOBULAR)

• n=4 l=0 (FORMA ESFÉRICA) ,1 (FORMA DILOBULAR), 2

(TETRALOBULAR) ó 3 (COMPLEJA)

– Los valores 0, 1, 2 y 3 de l se designan mediantes las letras s,

p, d y f respectivamente




– Número cuántico magnético (ml). Describe la orientación del

orbital en el espacio. Toma valores entre +l y -l

• Si l=0 (orbital s) ml = 0

• Si l=1 (orbitales p) ml = -1, 0 ó +1

• Si l=2 (orbitales d) ml = -2, -1, 0, +1 ó +2

• Si l=3 (orbitales f) ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ó +3




– Número cuántico del espín del electrón (ms). Nos indica el

sentido de giro del electrón en torno a su propio eje (hacia

donde gira el electrón (espín))

• Puede tener valores de +1/2 y -1/2

MODELO ATÓMICO ACTUAL

Ejercicios

• Decid si son correctos para un determinado electrón los siguientes números cuánticos (si no son correctos indica el error): (n, l, ml, ms) a) 3 , 2 , -1 , -1/2

b) 2 , 2 , 0 , 1/2

c) 3 , 0 , 0 , -1/2

d) 3 , 1 , -2 , -1/2

• Señala cuál de los siguientes conjuntos de valores de números cuánticos son posibles para un electrón: a) (1,0,0,1/2) b) (1,1,0,-1/2) c) (4,2,1,-1/2)

d) (3,2,0,0) e) (2,1,-1,1/2) f) (3,1,2,-1/2)

NÚMEROS CUÁNTICOS

l=0 “s”

• Tienen una forma esférica

• Solamente presentan 1 tipo de orbital para esta forma

NÚMEROS CUÁNTICOS

l=1 “p”

• Formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje.

• La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico.

• Hay 3 orbitales p de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y ó z.

NÚMEROS CUÁNTICOS

l=2 “d”

• También están formados por lóbulos.

• Hay 5 tipos de orbitales d

NÚMEROS CUÁNTICOS

l=3 “f”

• Tienen aspecto multilobular

• Existen 7 tipos de orbitales f


ORBITALES. Distribución de orbitales y electrones

Nivel de Energía

1 2 3 4

Subnivel

Nº de orbitales

Denominación

Nº máx. de e-

por subnivel

Nº máx. de e-

por nivel (2n2)


ORBITALES. Distribución de orbitales y electrones

Nivel de Energía (n)

1 2 3 4

Subnivel (l)

s l=0

s l=0

p l=1

s l=0

p l=1

d l=2

s l=0

p l=1

d l=2

f l=3

Nº de orbitales (orientaciones distintas)

(ms)

1

0

1

0

3

-1 0

+1

1

0

3

-1 0

+1

5

-2 -1 0

+1 +2

1

0

3

-1 0

+1

5

-2 -1 0

+1 +2

7

-3 -2 -1 0

+1 +2 +3

Denominación 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Nº máx. de e-

por subnivel 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS

• La configuración electrónica de un átomo es la correspondiente al estado fundamental o de mínima energía del átomo

• Cualquier otra configuración corresponde a una configuración electrónica excitada, en la que se ganan o pierden electrones


Criterios a seguir

• Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms). En cada orbital solo puede haber dos electrones, uno con espín +1/2 y otro con -1/2

• Los orbitales se representan mediante cajas y los electrones con flechas

• Los orbitales se llenan según sus energías relativas, llenándose inicialmente aquellos con menor energía (Diagrama de Moeller)

Ver imagen página 242


Diagrama de Moeller

Indica el orden que siguen los electrones para ocupar orbitales. Comenzamos por la línea inferior y vamos subiendo una a una cuando hemos terminado la flecha siguiendo la dirección de la misma. Todos los orbitales “s” se completan con dos electrones; los orbitales “p” con 6; los orbitales “d” con 10, y los orbitales “f” con 14.


Criterios a seguir

• Regla de Hund. Dos orbitales con los mismos números cuánticos n y l, tienen la misma energía. Para llenarlos, primero se coloca un electrón en cada orbital, a continuación se completan con el segundo electrón

5d5

5d5 ¡¡¡NO!!!



Ejemplo. Escribe la configuración electrónica de:

• N (Z=7)

• N3- (Z=7)

• K1+ (Z=19)

• Br (Z=35)



Actividades

• Pág. 242, act.15

• Pág 242, act. 16

• Pag. 242, act. 17

SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS PÁG. 243 LIBRO

SISTEMA PERIÓDICO

• Mendeleiev. Elementos ordenados por masa atómica (A) y

según semejanza de propiedades

• Moseley. Ordenó los elementos por su número atómico (Z).

Coincide con la clasificación actual

– Los elementos están ordenados por orden creciente de número

atómico (Z)

– Todos los elementos se clasifican en grupos (columnas de la tabla) y

periodos (filas de la tabla)

– Hay 7 filas (7 periodos) y 18 columnas (18 grupos)

– Todos los elementos de un mismo grupo presentan propiedades

químicas semejantes

SISTEMA PERIÓDICO

• Estructura electrónica y periodos

– Elementos de un mismo periodo (fila) tienen todos el

mismo número de niveles electrónicos (n) . Este número

coincide con el número de periodo.

Ejemplo; Periodo 2

Todos presentan 2 niveles electrónicos

Li (3); 1s2 2s1

Be (4); 1s2 2s2

B (5); 1s2 2s2 2p1

Etc….

SISTEMA PERIÓDICO

• Estructura electrónica y principales grupos

– Los elementos de un mismo grupo tienen la misma

estructura electrónica en su nivel más externo (capa de

valencia)

– La capa de valencia se refiere a “cómo finaliza” la

estructura electrónica

SISTEMA PERIÓDICO


– Grupo 1. Alcalinos

• Capa de valencia; s1

(finalizan estructura electrónica en s1)

SISTEMA PERIÓDICO


– Grupo 2. Alcalinotérreos

• Capa de valencia; s2

SISTEMA PERIÓDICO


– Grupo 13. Térreos

– Capa de valencia; s2 p1

SISTEMA PERIÓDICO


– Grupo 14. Carbonoideos


SISTEMA PERIÓDICO


– Grupo 15. Nitrogenoideos


SISTEMA PERIÓDICO


– Grupo 16. Anfígenos


SISTEMA PERIÓDICO


– Grupo 17. Halógenos


SISTEMA PERIÓDICO


– Grupo 18. Gases nobles


SISTEMA PERIÓDICO


– Grupos 3-12. Metales de transición

– Orbitales tipo d (d1 a d10) en capa de valencia

SISTEMA PERIÓDICO


– Metales de transición interna

– Orbitales tipo f (f1 a f14) en capa de valencia

SISTEMA PERIÓDICO

• Pág. 244, actv. 20

Deduce, a partir de su configuración electrónica, el periodo y el

grupo de cada uno de los siguientes elementos

PROPIEDADES PERIÓDICAS

• Radio Atómico

– Es el radio del átomo de un elemento obtenido de la distancia que hay entre los núcleos de 2 átomos cuando están enlazados.

– Su variación es la siguiente:

• Periodo: aunque todos los elementos de un periodo tienen sus últimos electrones en la misma capa, el radio atómico disminuye según aumenta Z en el periodo (según nos desplazamos hacia la derecha). Esto se debe a que según aumenta Z en el periodo hay un protón más en el núcleo (y un electrón más en la corteza), por lo que la atracción entre núcleo y corteza es mayor, y el radio disminuye (se mantiene la capa, pero hay más protones)

• Grupo: según aumenta Z en el grupo (descendemos) el radio atómico es claramente mayor pues el átomo tiene los electrones en una capa más externa (“más capas, más radio”)


• Radio Atómico

– INCREMENTO DEL RADIO ATÓMICO


• Radio Iónico

– Átomo pierde electrones (catión); radio iónico disminuye

– Átomo gana electrones (anión); radio iónico aumenta

Radio catión < Radio átomo neutro < Radio anión


• Energía o potencial de ionización (I)

• Energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro

• Variación – Periodo: la energía de ionización (I) aumenta al aumentar el número

atómico (Z). Es decir, aumenta según nos desplazamos a la derecha. Esto se debe a que el electrón que queremos arrancar cada vez está más cerca del núcleo (- radio) y por tanto más atraído

– Grupo: I aumenta según disminuye el número atómico, (aumenta según nos desplazamos hacia arriba en el grupo). Consecuentemente, según descendemos en un grupo (mayor numero atómico) el electrón que queremos quitar está en una capa más externa, por lo tanto menos atraído por el núcleo y necesitamos menor energía para arrancarlo.

– Su variación es inversamente proporcional al radio atómico


• Energía de Ionización

– INCREMENTO DE I


• Afinidad electrónica (A) • Se refiere a la energía desprendida cuando un átomo gana un

electrón.

• Cuanto mayor sea la fuerza de atracción del átomo (menor radio atómico), más energía se liberará al ganar un electrón (mayor afinidad electrónica)

• Variación – Periodo: la afinidad electrónica (A) aumenta al aumentar el número

atómico (Z). Es decir, aumenta según nos desplazamos a la derecha.

– Grupo: A aumenta según disminuye el número atómico (Z) dentro del mismo grupo . Es decir, aumenta según nos desplazamos hacia arriba en el grupo

• Su variación es inversamente proporcional al radio atómico, y semejante a la energía de ionización (I) ya vista


• Electronegatividad

• Capacidad de un átomo para atraer electrones de otro átomo dentro de una molécula

• Es la tendencia a ganar electrones

• El elemento con mayor electronegatividad es el flúor (F)

• Su comportamiento es igual que la energía de ionización (I) y la afinidad electrónica (A), y por ello contraria al radio atómico

• Variación – Periodo: la electronegatividad aumenta al aumentar el número

atómico (Z). Es decir, aumenta según nos desplazamos a la derecha.

– Grupo: Electronegatividad aumenta según disminuye el número atómico (Z) dentro del mismo grupo . Es decir, aumenta según nos desplazamos hacia arriba en el grupo

Ejercicios

• Pág. 248, actv. 21

• Pág. 248, actv. 22

• Pág. 248, actv. 24

• Pág. 248, actv. 25

• Pág. 248, actv. 26

EFECTO FOTOELÉCTRICO

PÁGINA 248

Efecto fotoeléctrico PÁG. 238

• Características – Al incidir una radicación electromagnética (compuesta por

fotones) sobre una superficie metálica, la superficie desprende electrones (el fotón cede su energía a un electrón)

– Esto sólo se produce si la frecuencia de la radiación () supera la frecuencia umbral (0)

– Los electrones emitidos tienen una energía cinética que aumenta con la frecuencia de la radiación, y que es igual a la diferencia entre la Energía del fotón y la energía umbral

– Energía cedida por el fotón; Efotón = h · • h; constante de Planck (6,625·10-34 J·s)

• ; frecuencia

• La Energía se suele medir en eV (1 eV = 1,602 · 1019 J)

– Energía cinética adquirida por los electrones: • Ec = Efotón – Eumbral Ec = h· – h· 0

Efecto fotoeléctrico

– Ejemplo; Potasio

• Ejemplo efecto fotoeléctrico

http://www.educaplus.org/play-112-Efecto-fotoel%C3%A9ctrico.html

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