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Programa de Química General QMQG0001
Escuela de Ingeniería y Administración
Departamento de Ciencias Básicas - Bucaramanga
ESTRUCTURA ELECTRONICA Y PERIODICIDAD QUIMICA
ANTECEDENTES DEL MODELO ACTUAL DEL ATOMO
La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los
electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se sabe acerca de estructura
electrónica de las átomos se averiguó observando la interacción de la luz con la
materia.
La luz visible y otras formas de radiación electromagnética (también
conocida como energía radiante) se mueven a través del vacío a la velocidad de la
luz, c = 3,0 X 108 m/s. La radiación electromagnética tiene componentes tanto
eléctricos como magnéticos que varían periódicamente en forma ondulatoria.
Las
características ondulatorias de la energía radiante permiten describirla en términos
de longitud de onda,
λ, y frecuencia ν, que están interrelacionadas: c = λν.
Planck propuso que la cantidad mínima de energía radiante que un objeto puede
ganar o perder está relacionada con la frecuencia de la radiación: E = hν. Esta
cantidad mínima se llama cuanto de energía. La constante h se denomina
constante de Planck, h = 6.63 X 10-34 J s. En la teoría cuántica, la energía está
cuantizada, lo que implica que sólo puede tener ciertos valores permitidos. Einstein
utilizó la teoría cuántica para explicar el efecto fotoeléctrico, la expulsión de
electrones de superficies metálicas por la acción de la luz. Él propuso que la luz se
comporta como si consistiera en paquetes de energía cuantizados, llamados
fotones. Cada fotón transporta una energía E = hν.
La dispersión de la radiación en sus longitudes de onda componentes produce un
espectro. Si el espectro contiene todas las longitudes de onda se dice que es un
espectro continuo; si sólo están presentes ciertas longitudes de onda específicas,
se tiene un espectro de líneas. La radiación emitida por átomos de hidrógeno
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excitados forma un espectro de líneas; las frecuencias observadas en el espectro
siguen una relación matemática sencilla en la que intervienen números enteros
pequeños.
Bohr propuso un modelo para el átomo de hidrógeno que explica su espectro de
líneas. En este modelo, la energía del átomo de hidrógeno depende del valor de un
número, n, llamado número cuántico. El valor de n debe ser un entero positivo
(1,2,3, ...), y cada valor de n corresponde a una energía específica diferente, En La
energía del átomo aumenta al aumentar n. Se logra la energía más baja cuando n =
1; éste se denomina estado basal del átomo de hidrógeno. Otras valores de n
corresponden a estados excitados del átomo. Se emite luz cuando el electrón cae
de un estado de energía más alta a uno de energía más baja; se debe absorber luz
para excitar el electrón de un estado de energía más baja a uno de energía más alta.
La frecuencia de la luz emitida o absorbida debe ser tal que hν sea igual a la
diferencia de energía entre dos estados permitidos del átomo.
De Broglie propuso que la materia, tal como los electrones, debía exhibir
propiedades ondulatorias; esta
hipótesis de ondas de materia se comprobó
experimentalmente observando la difracción de electrones.
Un objeto tiene una
longitud de onda característica que depende de su trayectoria (momentum, mv);
entonces λ = h/mv, donde h es la constante de Planck, m representa la masa y v la
velocidad.
El descubrimiento de las propiedades ondulatorias del electrón dio pie al
principio de incertidumbre de Heisenberg, que indica que hay un límite inherente
para la exactitud con que se puede medir simultáneamente la posición y la
trayectoria (momentum) de una partícula.
MODELO ACTUAL DEL ATOMO
En el modelo de la mecánica cuántica del átomo de hidrógeno el comportamiento del
electrón se describe mediante funciones matemáticas llamadas funciones de onda,
denotadas con la letra griega ψ. Cada función de onda permitida tiene una energía
que se conoce con precisión, pero no es posible determinar con exactitud la
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ubicación el electrón; más bien, la probabilidad de que esté en un punto dado del
espacio está dado por la densidad de probabilidad, ψ2. La distribución de densidad
electrónica es un mapa de la probabilidad de encontrar el electrón en todos los
puntos del espacio.
Las funciones de onda permitidas del átomo de hidrógeno se denominan orbitales.
Un orbital se describe como una combinación de un entero y una letra, que
corresponden a los valores de tres números cuánticos para el orbital.
El número
cuántico principal, n, se indica con los enteros 1, 2, 3,…… Este número cuántico es
el que más directamente se relaciona con el tamaño y la energía del orbital. El
número cuántico del momento angular ó azimutal, ℓ, se indica con las letras s, p, d,
f, etc., que corresponden a los valores de 0, 1, 2, 3,…. El número cuántico ℓ define la
forma del orbital. Para un valor dado de n, ℓ puede tener valores enteros que van
desde 0 hasta n-1. El número cuántico magnético, ml, tiene que ver con la
orientación del orbital en el espacio. Para un valor dado de ℓ, ml puede tener valores
enteros que van desde -ℓ hasta +ℓ incluyendo cero. Se pueden usar esquemas
cartesianos para indicar las orientaciones de los orbitales. Por ejemplo, los tres
orbitales 3p se designan 3px, 3py y 3pz y los subíndices indican el eje a lo largo del
cual está orientado el orbital.
Una capa electrónica ó nivel es el conjunto de todos los orbitales que tienen el
mismo valor de n, como 3s, 3p y 3d. En el átomo de hidrógeno, todos los orbitales
de una capa electrónica tienen la misma energía. Una subcapa o subnivel es el
conjunto de uno o más orbitales que tienen los mismos valores de n y ℓ; por
ejemplo, 3s, 3p y 3d son subcapas de la capa n = 3. Hay un orbital en una subcapa
s, tres en una subcapa p, cinco en una subcapa d y siete en una subcapa f.
Las representaciones de contorno son útiles para visualizar las características
espaciales (formas) de las orbitales. Cuando se les representa de este modo, los
orbitales s aparecen como esferas que incrementan de tamaño al aumentar n. La
función de onda de cada arbital p tiene dos lóbulos en lados opuestos del núcleo,
orientadas a lo largo de los ejes x, y y z. Cuatro de los orbitales d aparecen como
formas con cuatro lóbulos alrededor del núcleo; el quinto, el orbital dz2, se
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representa como dos lóbulos a lo largo del eje z y una "dona" en el plano xy. Las
regiones en las que la función de onda es cero se llaman nodos. Hay cero
probabilidad de que el electrón se encontrará en un nodo
En los átomos con muchos electrones, las diferentes subcapas de la misma capa
electrónica tienen diferentes energías. La energía de las subcapas aumenta según
este orden:
1s,2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,….
Los orbitales dentro de la misma subcapa siguen siendo degenerados, lo que
significa que tienen la misma energía. Los electrones tienen una propiedad intrínseca
llamada espín electrónico, que está cuantizada. El número cuántico magnético
de espín, ms, puede tener dos valores, + ½ y – ½, que pueden visualizarse como
las dos direcciones en que un electrón puede girar alrededor de su eje. El principio
de exclusión de Pauli dice que en un átomo no puede haber dos electrones que
tengan los mismos valores de n, ℓ, ml y ms. Este principio limita a dos el número de
electrones que pueden ocupar cualquier orbital atómico. Estos dos electrones difieren
en su valor de ms.
La configuración electrónica de un átomo describe la forma en que los electrones
se distribuyen en los orbitales del átomo. Las configuraciones electrónicas en estado
basal generalmente se obtienen colocando los electrones en los orbitales atómicos
con la más baja energía posible, sujeto a la restricción de que ningún orbital puede
contener más de dos electrones. Si los electrones ocupan un subnivel que tiene más
de un orbital degenerado, como la subcapa 2p, la regla de Hund dice que se logra
la energía más baja si el número de electrones que tienen el mismo espín es
máximo. Por ejemplo, en la configuración electrónica del carbono en el estado basal,
los dos electrones 2p tienen el mismo espín y deben ocupar dos orbitales 2p
distintos.
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Los elementos de cualquier grupo dado de la tabla periódica tienen el mismo tipo de
disposición electrónica en sus capas más exteriores. Por ejemplo, las configuraciones
electrónicas
de
los
halógenos
flúor
y
cloro
son
[He]2s22p5
y
[Ne]3s23p5,
respectivamente. Los electrones de capa externa de un átomo, es decir, los que
están afuera de los orbitales ocupados en el gas noble inmediato inferior, se
denominan electrones de valencia, en tanto que los de las capas interiores se
denominan electrones internos.
TABLA PERIODICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS
La tabla periódica fue desarrollada inicialmente por Mendeleev y Meyer con base en
la similitud en las propiedades químicas y físicas que exhiben ciertos elementos.
Moseley estableció que cada elemento tiene un número atómico único y esto
permitió ordenar mejor la tabla periódica. Ahora sabemos que los elementos de la
misma columna de la tabla periódica tienen el mismo número de electrones de
valencia.
Esta similitud en la estructura electrónica es el origen de las similitudes
entre los elementos del mismo grupo. Las diferencias entre los elementos del mismo
grupo se deben a que sus electrones externos están en niveles diferentes.
Los elementos en la tabla periódica se pueden clasificar en metales, no metales y
metaloides (sobre esta clasificación se hace referencia más adelante), o con base en
su configuración electrónica así: los elementos en los que la subcapa más exterior es
s o p se denominan elementos representativos o de los grupos principales, los
metales alcalinos (grupo lA), y los halógenos (grupo 7A) son ejemplos de elementos
representativos. Los gases nobles se caracterizan por tener completamente llenas
las subcapas s y p de su último nivel de energía. Los elementos en los que se está
llenando una subcapa d se llaman elementos de transición (o metales de
transición). Los elementos en los que se está llenando la subcapa 4f se denominan
elementos lantánidos. Los elementos actínidos son aquellos en los que se está
llenando la subcapa 5f. Los elementos lantánidos y actínidos se agrupan bajo la
denominación de elementos de transición interna ó metales del bloque f. Estos
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elementos aparecen como dos filas de 14 elementos debajo de la parte principal de
la tabla periódica.
Muchas propiedades de los átomos se deben a la distancia media entre los
electrones externos y el núcleo y a la carga nuclear efectiva que experimentan
esos electrones.
Los electrones internos escudan de forma muy eficaz a los
electrones externos respecto a la carga cabal del núcleo (efecto pantalla), mientras
que los electrones de la misma capa casi no se escudan mutuamente.
En
consecuencia, la carga nuclear efectiva que experimentan los electrones externos
aumenta de izquierda a derecha en los períodos.
El tamaño de un átomo puede estimarse con base en su radio atómico de enlace,
determinado mediante mediciones de las distancias que separan a los átomos en sus
componentes químicos. En general los radios atómicos aumentan conforme bajamos
por una columna de la tabla periódica y disminuyen conforme nos movemos de
izquierda a derecha en una fila ¿por qué?.
Los cationes son más pequeños que sus átomos progenitores; los aniones son más
grandes que sus átomos progenitores
(Tratando de generalizar, los cationes son
más pequeños que los aniones). En el caso de iones con la misma carga, el tamaño
aumenta al bajar por una columna de la tabla periódica.
La primera energía de ionización
de un átomo es la energía mínima necesaria
para eliminar un electrón del átomo en la fase gaseosa para formar un catión. La
segunda energía de ionización es la energía requerida para quitar un segundo
electrón del átomo, etc.
Las energías de ionización muestran un aumento
marcado cuando se han quitado todos los electrones de valencia, a causa de
la carga nuclear efectiva mucho más alta que experimentan los electrones
internos. Las energías de primera ionización de los elementos muestran tendencias
periódicas que son opuestas a las que se observan en los radios atómicos; los
átomos más pequeños tienen energías de primera ionización más altas.
Así, las
energías de primera ionización disminuyen conforme bajamos por una columna y
aumentan conforme avanzamos de izquierda a derecha por una fila ¿por qué?.
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La afinidad electrónica de un elemento es el cambio de energía que tiene lugar
cuando se agrega un electrón a un átomo en la fase gaseosa para formar un anión.
Una afinidad electrónica positiva implica que el anión es más estable; una
afinidad electrónica negativa implica que el anión no se forma con facilidad.
En general las afinidades electrónicas aumentan conforme nos movemos de izquierda
a derecha en la tabla periódica, los halógenos tienen las afinidades electrónicas más
positivas.
Cabe resaltar que las afinidades electrónicas de todos los gases nobles
son negativas porque el electrón añadido tendría que ocupar una nueva subcapa de
más alta energía.
¿En qué consiste la electronegatividad, puede esta considerarse una propiedad
periódica?
Como ya se mencionó, los elementos en la tabla periódica se pueden dividir en
metales, no metales y metaloides.
La mayor parte de los elementos son
metales, ocupan el lado izquierdo y la parte media de la tabla periódica.
Los no
metales aparecen en la sección superior derecha de la tabla. Los metaloides ocupan
una banda angosta entre los metales y los no metales. La tendencia de un elemento
a exhibir las propiedades de los metales, llamada carácter metálico, aumenta
conforme bajamos por una columna y disminuye conforme avanzamos de izquierda a
derecha por una fila.
Los metales tienen un lustre característico, y son buenos conductores del calor y la
electricidad. Cuando los metales reaccionan con no metales, los átomos metálicos se
oxidan (pierden electrones) a cationes y generalmente se forman sustancias
iónicas.
Los no metales carecen de lustre y son malos conductores del calor y la electricidad.
Varios de ellos son gases a temperatura ambiente y el bromo es el único no metal
líquido. Los compuestos formados en su totalidad por no metales generalmente son
moleculares. Los no metales por lo general forman aniones en sus reacciones con
los metales. Los metaloides tienen propiedades intermedias entre los metales y los
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no metales, por ejemplo, el silicio parece un metal, pero es quebradizo en lugar de
maleable y no conduce el calor y la electricidad tan bien como los metales. Varios de
los metaloides, siendo el más destacado el silicio, son semiconductores eléctricos y
constituyen los principales elementos empleados en la fabricación de circuitos
integrados para computadoras.
Las propiedades periódicas de los elementos pueden ayudarnos a entender las
propiedades de los elementos de los grupos representativos. Los metales alcalinos
(Grupo IA) son metales blandos con baja densidad y bajo punto de fusión; tienen las
energías de ionización más bajas de todos los elementos, lo que los hace muy
reactivos hacia los no metales, pues pierden fácilmente su electrón s exterior para
formar iones 1+. Los metales alcalinotérreos (Grupo IIA) son más duros y menos
densos que los metales alcalinos, y tienen puntos de fusión más altos; también son
muy reactivos frente a los no metales, aunque no tanto como los metales alcalinos.
Los metales alcalinotérreos pierden fácilmente sus dos electrones exteriores para
formar iones 2+.
El hidrógeno es un no metal cuyas propiedades son diferentes de las de cualquiera
de los grupos de la tabla periódica. Forma enlaces covalentes con otros no metales
como el oxígeno y los halógenos.
El oxígeno y el azufre son los elementos más importantes del grupo VI A. El oxígeno
se encuentra por lo regular como molécula diatómica, O2, el ozono, O3, es un
alótropo importante del oxígeno.
El oxígeno tiene una fuerte tendencia a ganar
electrones de otros elementos oxidándolos.
El azufre elemental se encuentra más
comúnmente como moléculas S8.
Los halógenos (Grupo VII A) son no metales que existen como moléculas
diatómicas. Los halógenos tienen las afinidades electrónicas más negativas de todos
los elementos, por lo que su química está dominada por una tendencia a formar
iones 1-, sobre todo en reacciones con metales.
Los gases nobles (Grupo VIII A) son no metales que existen como gases
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monoatómicos. Estos elementos son muy poco reactivos porque tienen subniveles s
y p totalmente llenos.
Sólo se conocen compuestos de los gases nobles más
pesados, y sólo con no metales muy activos, como el flúor.
Fuentes:
1. Brown, T. Química, la ciencia central. Novena edición. Prentice Hall. México,
2004.
2. Chang, R. Química. Séptima edición. Mc Graw Hill. México, 2003.
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