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Liceo Marta Donoso E
Depto de Química
Guía de Química nivel 1ºs medios.
Prof: Carmen Córdova R
Fecha: 16/11/11
- Modelo actual del átomo: Mecano Cuántico.
Por muchos años los científicos desarrollaron modelos del átomo tratando de explicar cómo las
distintas partículas subatómicas se encontraban dispuestas. Cada modelo fue sometido a experimentos
de acuerdo al método científico, algunas partes se descartaron, otras se mantuvieron y mejoraron.
Recuerdas. ¿Cómo y quienes descubrieron los protones, electrones, neutrones y el núcleo atómico?
Naturaleza del electrón.Los electrones se encuentran en movimiento, si fueran estacionarios, serían
atraídos hacia el núcleo positivo (en él están los protones de carga +) y el átomo sería destruido.Puesto
que los átomos no se destruyen, se concluye que los electrones están en continuo movimiento.El átomo
de hidrogeno posee sólo un electrón que se mueve a gran velocidad en torno a su núcleo.
Según los postulados de la física clásica.
Toda partícula acelerada, como el electrón cuando gira sobre su órbita, emite energía en forma de luz,
por lo que debería perder energía en forma continua, hasta desintegrarse
La pérdida de energía debería provocar que los electrones se acerquen al núcleo hasta precipitarse
sobre él. En relación a lo descrito, el átomo era inestable y la realidad nos muestra que el átomo es
estable.
En 1913 se pudo resolver la supuesta inestabilidad del átomo por el físico danés Niels Bohr, quien en
su nuevo modelo aplica los principios cuánticos sobre la emisión de energía.
Los electrones giran alrededor del núcleo en un número limitado de órbitas estables o niveles de energía. Continúa Bohr planteando que si el electrón gira en una determinada orbita no consume, ni emite
energía, se encuentra en su ″ estado fundamental ″; los electrones pueden ganar o perder una cantidad
definida de energía (cuanto de energía) si salta de una orbita a otra, se encuentra en ″estado excitado″
Si el electrón absorbe energía de una fuente externa, salta de un nivel de menor energía a otro de
mayor. Cuando regresa al nivel de energía menor, libera energía en forma de radiación electromagnética, dando origen al espectro atómico. Este modelo explicaba solo el comportamiento del
electrón del átomo de Hidrógeno, pero no los espectros atómicos de los átomos multielectrónicos, es
decir los que poseen mayor número de electrones.
Aunque el modelo tiene limitaciones, impuso dos ideas primordiales que se conservan en el Modelo
atómico actual, el mecano cuántico, estas son:
1.-Los electrones existen en niveles discretos de energía, que se describen con números cuánticos.
2.-En el movimiento de un electrón de un nivel a otro interviene energía.
En 1900, el físico alemán Max Planck aportó la sgte hipótesis:″ La energía solo puede liberarse o ser
absorbida por los átomos en paquetes discretos con un tamaño mínimo″, a los que llamó cuantos,
definiéndolo como ″la mínima cantidad de energía que puede ser emitida o absorbida en forma de
radiación electromagnética″
A partir de ello propuso que la energía (E) de un solo cuanto era igual a una constante (h) multiplicada
por la frecuencia (v): E= hv
El valor de la constante de Planck (h) tiene el valor 6,63x10-34 J.s
Este hecho es absolutamente contrario a lo definido en la física clásica, que suponía un comportamiento
continuo de la materia.
Chang en su libro ″ Química ″ señala la siguiente analogía para comprender el concepto de cuantos
La materia está cuantizada con el número de protones, electrones y neutrones, el numero de átomos en
una muestra de materia debe también ser entero (en una cucharada de azúcar, hay moléculas C12H22O11
, poseen 12atomos de C; 22 átomos de H y 11 átomos de O), una gata da a luz un número entero de
gatos, no medios o tres cuartos de ellos.
Algo que existe como partes finitas está cuantizado, haciendo una analogía, tenemos que una rampa o
plano inclinado es continuo, mientras que una escalera es cuantizada, debido a que tiene escalones
que se encuentran que se encuentran a una distancia específica entre ellos.
Otro fenómeno que no se explicaba era el Efecto fotoeléctrico, que era la emisión de electrones por
superficies metálicas en las que incidía la luz
Diversos experimentos demostraban que ciertos metales expuestos a una luz de frecuencia mínima,
llamada frecuencia umbral
En la teoría de Schrödinger se desarrolla el concepto moderno de “orbital”, que se
deriva del concepto de órbita, y que podría ser definido como una región del espacio
donde es probable encontrar un electrón. Las configuraciones electrónicas especifican
cómo se distribuyen los electrones del átomo en sus niveles y subniveles de energía, y
ellas nos informan acerca de las propiedades químicas de los elementos: la dificultad
con que captan o ceden electrones, o sea, el tipo de iones que forman, cuán fácil es
ionizar el átomo, etc.
En la figura se ilustran los orbitales s y p para el átomo de hidrógeno. Debes notar que los
orbitales están representados en un sistema de ejes x, y, z mutuamente perpendiculares, o ejes
cartesianos. En el origen de este sistema x=0, y=0, z=0 se sitúa imaginariamente el núcleo (3).
Los niveles de energía (n) se representan con los números 1, 2, 3, 4., donde el nivel de menor
energía es el 1. Los subniveles se designan con las letras s, p, d, f...
Cada nivel de energía tiene una capacidad limitada de ocupación por electrones que se calcula con
la formula 2n2:
El nivel 1 solamente admite dos electrones que corresponden a la configuración 1s2, del
gas noble helio. El nivel 2 puede ser ocupado por un total de 8 electrones. El nivel 2
consta de un subnivel “s” y tres subniveles “p”, px, py y pz, y se encuentra completo en
el gas noble neón, siendo la configuración externa 2s2 2px2 2py22pz2 o simplemente 2s2
2p6
En la tabla se señala la designación de los 4 primeros niveles o capas, los subniveles
que cada uno de ellos contiene, el máximo número de ocupación electrónica y el número
total de electrones en la capa.
La “configuración electrónica”, es decir, la distribución de los electrones en los orbitales
de los distintos niveles, se basa en tres principios:
1. Principio de Mínima Energía.
2. Principio de Exclusión de Pauli.
3. Principio de Máxima Multiplicidad de Hund.
Según el “Principio de mínima energía”, las configuraciones electrónicas de los
elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de
menor energía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles
superiores. El orden de energía creciente puede ser recordado mediante e siguiente
esquema:
Un máximo de dos electrones puede ocupar uno de los subniveles u orbitales, pero
deben diferir en la propiedad conocida con el nombre de espín. Esto es el “Principio de
exclusión de Pauli” (4): en cada orbital puede haber un máximo de dos electrones y
deben tener espín diferente.
Por otra parte, los subniveles s, p, d y f pueden ser ocupados hasta por un total de 2, 6,
10 y 14 electrones respectivamente, pero cuando los subniveles están parcialmente
llenos, los electrones se distribuyen de manera que presentan el máximo número de
espines con el mismo valor o, como se dice en el lenguaje común, sus espines deben ser
paralelos. Esto corresponde al “Principio de máxima multiplicidad de Hund”, que
también puede enunciarse así: para orbitales de igual energía pero diferente orientación
espacial, primero deben semicompletarse con electrones del mismo espín, para luego
completarse con electrones de espín contrario.
A modo de ejemplo, si queremos representar la configuración electrónica del átomo de
nitrógeno, que tiene un total de 7 electrones, se deben asignar dos electrones al
subnivel “s” del nivel 1, esto es, 1s2, con lo que el nivel 1 queda completo. ¿Cómo se
ubican los 5 electrones restantes?
Según el principio de Exclusión de Pauli cada orbital 2s, 2p x, 2py y 2pz puede contener
como máximo dos electrones de espín opuesto. Una vez que se ha llenado el orbital 2s
se prosigue con los orbitales 2p, que poseen una energía ligeramente superior. ¿Cuál de
los ordenamientos de la figura corresponde al de menor energía para el átomo de N?
Solamente el primer ordenamiento es el que adopta el átomo N en su estado de mínima
energía o estado fundamental; los otros ordenamientos tienen mayor energía. Hay que
notar, sin embargo, que las configuraciones mostradas aquí no agotan todas las
posibilidades y, de igual modo, por ejemplo, se puede escribir una configuración de
mínima energía totalmente equivalente a la primera, pero con las tres flechas, que
representan los espines, hacia abajo.
Ejercicio:
Escribe las configuraciones electrónicas del B (Z=5) y del C (Z=6).
Finalmente, resulta muy útil representar alrededor de los símbolos de los elementos los
electrones externos o de valencia, que son los que determinan sus propiedades
químicas (5). Estas representaciones son llamadas estructuras de Lewis.
En la notación de Lewis para representar un átomo escribimos el símbolo del elemento y
lo rodeamos de tantos puntos o cruces como electrones de valencia tenga.
Por ejemplo:
11 Na
= 1s22s22p63s1
Símbolo de Lewis
1ē de valencia, en el nivel mas externo
Na ∙
16S = 1s2 2s22p63s23p4
6 ē de valencia, en el nivel mas externo
∙∙
∙ S∙
..
Símbolo de Lewis
La configuración del He, 1s2, y la del Ne, 1s2 2s2 2p6, son particularmente estables. Estos
elementos son muy poco reactivos y son denominados gases nobles. A ellos se asocian
las reglas del dueto y del octeto electrónico. El H forma uniones con otros elementos,
completando la configuración estable del He, mientras que la regla del octeto es
aplicable a las moléculas e iones formados por los elementos no metálicos del segundo
período (C al F).
El siguiente esquema representa las estructuras de Lewis de los elementos del primero
y segundo período (la numeración del grupo experimenta un salto, ya que a partir del
4º período, se intercalan en la tabla periódica 10 elementos, llamados elementos de
transición).
Ejercicio:
Escribe la estructura de Lewis para los iones N3-, O2- y F-, sabiendo que las
configuraciones electrónicas de los átomos son las siguientes:
7N
= 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
2
2
2
1
1
8O = 1s 2s 2px 2py 2pz
2
2
2
2
1
9F = 1s 2s 2px 2py 2pz
Números cuánticos
La distribución actual que se hace de los electrones en el átomo es en forma
probabilística y se basa en los resultados proporcionados por la “mecánica cuántica” la
cual se puede expresar de la siguiente forma:
Los electrones están distribuidos en niveles que poseen una determinada cantidad de
energía.
Cada nivel energético posee regiones del espacio donde existe una alta probabilidad de
encontrar electrones.
La distribución de los electrones en los diferentes niveles energéticos o más
específicamente en los diferentes orbitales, está basada en cuatro números que reciben
el nombre de números cuánticos y en los principios antes mencionados que son, el
principio de exclusión de Pauli, mínima energía y de máxima multiplicidad.
Los números cuánticos se refieren a una propiedad del electrón y estos son:
Número
Número
Número
Número
cuántico
cuántico
cuántico
cuántico
principal.......”n”
secundario...” l “
magnético....”m”
de Spin........”s”
1er número cuántico o número cuántico principal
Indica los niveles de energía (n), además de tomar los valores de 1, 2,3 ,4 etc. también
se simbolizan con las letras mayúsculas K, L, M, N, O, P, Q. Cuanto mayor sea este
número cuántico, más alejado se encuentra el electrón respecto al núcleo por
consiguiente mayor es el volumen del átomo.
2do número cuántico o secundario
Se designa con la letra ele (l), determina la forma del orbital. Por razones históricas se
asocian sus valores a las letras s, p, d, f.
l = 0 (orbital s), l = 1 (orbital p), l = 2 (orbital d) y l = 3 (orbital f)
3er número cuántico o número cuántico magnético
Se designa con la letra m, determina la orientación del orbital. Sus valores están
determinados por l (ele) tomando m los valores desde -l hasta +l
Ejemplo: Si
l = 1 m = -1, 0, +1
l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2.
4to número cuántico, spin (giro)
Se designa con la letra s, nos dice el sentido del giro con respecto al eje, este número
puede tomar sólo dos valores -1/2 ó +1/2 así si el electrón esta desapareado es +1/2
y si el electrón se encuentra apareado es
-1/2.
¿Cómo se calculan los números cuánticos?
Para tal efecto escogemos en la mayoría de los casos, el último electrón que se escribe
en la configuración electrónica del elemento. Aunque también se puede determinar los
números cuánticos de cualquier electrón de cualquier nivel energético.
Ejemplo: Para el 13Al, calcular los números cuánticos del último electrón
Para mayor aclaración, se acostumbra escribir la configuración electrónica, usando el
gas noble anterior al elemento, es decir, el más cercano y de menor Z al elemento, esto
es
13Al
= [10Ne] 3s2 3p1
o
(px1).
El último electrón se encuentra en el nivel 3p 1
Recordemos que todas las configuraciones electrónicas están escritas de la forma nlx
x es el número de electrones,
n es el número cuántico principal
l el numero cuántico secundario
Por lo tanto, los valores de los números cuánticos serán para 3p1:
n=3
l=1
m = -1
-1 o px
s = +1/2
→
→
l=1 para p
m puede tomar los valores -1, 0,+1, pero el último electrón se ubica en
→ el electrón esta desapareado.
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
El sistema, tabla o cuadro periódico de los elementos, que en adelante designaremos
simplemente “SP”, probablemente ya lo has visto en muchos salones de clase o en
laboratorios de investigación y, quizás, te habrás preguntado acerca de su utilidad.
El SP es muy útil, pues resume de manera organizada y sistemática una enorme
cantidad de información: propiedades físicas y químicas de los elementos y su
estructura electrónica. Esta información permite estimar las propiedades de los
compuestos y predecir las reacciones que ocurrirán entre los elementos.
La utilidad del sistema periódico es enorme y podría sorprender que los científicos no
ordenaran antes los elementos en un cuadro habiendo transcurrido muchos años para
que ello ocurriera. Sin embargo, hay muchas razones para que esto fuera así. Las
principales son las siguientes:
La química es, como ciencia, una disciplina relativamente nueva. Recién a
comienzos del siglo XIX, John Dalton inventó símbolos para los elementos
químicos y los ordenó en una tabla, que no tiene demasiada relación con el SP
actual.
Los gases nobles, que se ubican en el último grupo de la derecha del SP, poseen
gran importancia desde el punto de vista químico, dada su gran estabilidad
química. Fueron descubiertos recién a fines del siglo XIX por Ramsay.
En la Antigüedad se conocían solo 7 elementos: hierro, cobre, plata, oro, plomo,
estaño y mercurio. Los demás elementos fueron descubiertos en el curso del
tiempo. Es así como actualmente se conocen más de 110 elementos, muchos de
los cuales no se encuentran en la naturaleza y son preparados artificialmente.
La ubicación de los elementos en el SP se relaciona con el número atómico,
concepto que es relativamente reciente, ya que supone el conocimiento de la
estructura básica del átomo: protones y electrones en la envoltura. Esto se ubica,
cronológicamente, a comienzos del siglo XX.
Es comprensible, entonces, que la concepción del SP haya sido producto del estudio
detenido de mucha información y del conocimiento del comportamiento físico y químico
de elementos y compuestos. Esto permitió, por ejemplo, que con ayuda del SP fuera
predicha, con bastante exactitud, la existencia de elementos que eran desconocidos
junto a sus propiedades y las de varios de sus compuestos. Así queda de manifiesto,
mejor que cualquier argumento, la utilidad del SP.
Recordemos que Dalton fue probablemente el primero que estimuló el estudio
sistemático de las propiedades de los elementos y de los compuestos al postular su
teoría atómica (1802-1803). En ella planteó el tema sobre la eventual existencia de
pequeñas unidades o átomos.
Uno de los primeros intentos de ordenar los elementos de acuerdo a sus propiedades
fue realizado por Döbereiner en 1817, quien advirtió sobre la presencia de grupos de 3
elementos con masas atómicas similares, siendo la masa atómica del elemento del
medio la media aritmética de las masas atómicas de los otros dos, que tenían
propiedades semejantes. Por eso se habla e las tríadas de Döbereiner.
Así, hierro, cobalto y níquel tienen masas atómicas y propiedades químicas similares.
Por otra parte, en la serie de los elementos halógenos (cloro, bromo y yodo), la masa
atómica del bromo es aproximadamente la media aritmética de las masas atómicas del
cloro y yodo.
Pero ¿qué es la masa atómica (6)?
La “masa atómica” es simplemente la masa promedio de un átomo, considerando que
está constituido por varios isótopos que en la naturaleza se encuentran en cierta
proporción fija. Generalmente la masa atómica se expresa como un número, sin
dimensión física, pero se debe entender que siempre está expresada en unidades de
masa atómica o uma. Una uma es 1/12 de la masa de un átomo del isótopo 12 del
carbono, 126C.
La masa atómica de un elemento se puede determinar por el promedio ponderado de los
porcentajes de existencia en la naturaleza y de las masas isotópicas de los distintos
isótopos del elemento.
Masa atómica promedio =
%I1 × A1 + %I2 × A2 + ......%In x An
-----------------------------------------------100
%I = % del isótopo en la naturaleza
A = Nº másico.
Ejemplo, el Hidrogeno es una mezcla de:
99,985% de H con A = 1
0,0150% de H con A = 2
0,00013% de H con A = 3.
Determinar la masa atómica promedio del H.
99,985% × 1 + 0,0150% × 2+ 0,00013% × 3
Masa atómica promedio = -------------------------------------------------------100
Masa atómico promedio H = 1,0001 uma
Ejercicio:
Averigua en qué difieren los conceptos de masa atómica y número másico.
Continuando con el ordenamiento de los elementos, están las contribuciones de
Chancourtois (“espiral telúrica”) y Newlands (“ley de las octavas”). Posteriormente, el
ruso Dmitri Ivanovich Mendeleev y el alemán Lothar Meyer publican sus trabajos en
1869 y 1870, respectivamente. Esta nueva sistematización propone que, cuando los
elementos se ordenan en una tabla según sus masas atómicas, aparecen grupos de
elementos con características comunes.
Lo más notable es que Mendeleev predijo las propiedades de elementos que eran
desconocidos en esa época, para los que dejó espacios vacíos en la tabla. Uno de esos
elementos, llamado entonces “ekasilicio”, que corresponde al germanio, Ge, fue
descubierto 15 años más tarde. A continuación se comparan algunas de las propiedades
predichas por Mendeleev para el “ekasilicio” y las encontradas posteriormente para el
Ge:
Además, Mendeleev predijo las propiedades de compuestos desconocidos: del
tetracloruro, XCl4, y de un compuesto metalorgánico, X(C2H5) 4.
Bastante más tarde, en 1913-1914, y próximo al momento en que Bohr propuso su
modelo atómico, Moseley dio cuenta de un par de alteraciones de orden, que aparecían
ya en el sistema periódico de Mendeleev y determinó, mediante una nueva técnica
experimental, el actual ordenamiento de los elementos. El sistema periódico se ordena,
desde entonces, según números atómicos (Z) crecientes en lugar de las masas
atómicas.
Se habla de “propiedades periódicas”. Pero, ¿qué es una propiedad periódica?
Conocemos fenómenos naturales que se repiten periódicamente: el día y la noche, las
estaciones del año, las olas del mar, las mareas, los ciclos de la luna, los ciclos
menstruales en la mujer, etc. Decimos que esos son fenómenos periódicos porque
vuelven a suceder a intervalos regulares de tiempo. Si dibujamos un eje “tiempo” y
marcamos cuándo ocurre el fenómeno, la idea de periodicidad quedará clara.
En el SP hablamos de propiedades que son periódicas en relación con el número
atómico. Por ejemplo, si se puede comprobar que todos los elementos que encabezan
cada periodo (H (7), Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) tienen una configuración electrónica del tipo
[gas noble] ns1, donde n es el número del nivel en que se encuentra el electrón.
En el caso de los metales alcalinos (grupo 1 o IA) es la siguiente:
Li [He] 2s1
Na [Ne] 3s1
K [Ar] 4s1
Rb [Kr] 5s1
Cs [Xe] 6s1
Hemos omitido el elemento francio, por cuanto es de corta vida, radiactivo, y se
encuentra en la naturaleza en muy pequeñas cantidades.
Observemos que los átomos de estos elementos, por cesión de un electrón, adquieren la
configuración electrónica estable del gas noble precedente. Es decir,
Li+ [He]
Na+ [Ne]
K+ [Ar]
Rb+ [Kr]
Cs+ [Xe]
Esto nos lleva a considerar como una propiedad periódica la energía de ionización,
llamada también potencial de ionización.
Los elementos del grupo 2 o IIA, tienen una configuración electrónica del tipo “ns 2” y
corresponden al grupo denominado de los metales alcalino-térreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba,
Ra). Cada uno de los átomos de los elementos tiene facilidad para formar cationes
divalentes a través de la pérdida de dos electrones por parte del átomo.
Energía de ionización (P.I.)
La energía de ionización o potencial de ionización es la energía mínima necesaria para
que un átomo gaseoso en su estado fundamental o de menor energía ceda un electrón y
obtenga un ión positivo gaseoso en su estado fundamental. Para el sodio este proceso
lo representamos así:
Na (g) + energía
Na+ (g) + e-
La siguiente tabla entrega algunos valores de energías de ionización. Compárese, por
ejemplo, los valores de las energías de ionización de los alcalinos con los de los
halógenos F y Cl, los gases nobles He, Ne y los metales Fe y Cu. Las energías de
ionización están dadas en unidades de electrón volt (eV). Un eV corresponde a la
energía que adquiere un electrón cuando es acelerado con un potencial eléctrico de 1 V.
Se utilizan también otras unidades de energía, pero el eV es de uso muy corriente.
Referencia: http://www.science.co.il/PTelements.asp?s=Name
Radio atómico
El tamaño de un átomo “X” no se puede medir con precisión, pero sí la distancia que hay
entre los núcleos de dos átomos vecinos (distancia interatómica) y la existente entre
los núcleos de dos átomos en una molécula X2 (longitud de enlace). La mitad de la
distancia interatómica se define como “radio atómico”, y la mitad de la longitud de
enlace se define como “radio covalente”.
El gráfico muestra los radios atómicos de los elementos.
Vemos que el radio atómico aumenta y disminuye de una manera regular, es decir, se
trata de una propiedad periódica. Hay que señalar que los máximos de la curva están
ocupados por los elementos alcalinos, Li, Na, K, Rb y Cs. ¿Cómo se explica esta
regularidad?
Al descender en un grupo, aumenta el número atómico y también el número de niveles
con electrones, y por tanto, el radio aumenta. Al aumentar Z dentro del período, se
incrementa la carga nuclear y, por lo tanto, la atracción sobre los electrones, de modo
que el tamaño disminuye hasta los halógenos (F, Cl, Br, I). Una vez completado el nivel,
se alcanza la configuración de un gas noble, que tiene un radio mayor que el halógeno y
no forma una molécula. Un fenómeno importante es el llamado efecto pantalla, en el
que la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones más externos se debilita por
acción de los electrones más internos, que generan un efecto de apantallamiento.
Afinidad electrónica (o electroafinidad) (E.A.)
Un átomo puede captar un electrón y formar un átomo cargado negativamente
denominado anión. Para el flúor el proceso se puede describir así:
F (g) + e-
F- (g) + energía
La electroafinidad se define entonces, como el cambio de energía que ocurre cuando un
átomo en estado gaseoso acepta un electrón para formar un anión
La Electronegatividad (E.N)
Es la tendencia que manifiesta un átomo para atraer electrones y formar un enlace
químico.
Se ha determinado que los elementos que poseen mayor E.N. que el H son los elementos
no metálicos, y los elementos que poseen menor E.N. que el H son los elementos
metálicos.
Con ayuda del siguiente mapa conceptual puedes comprender mejor el sistema
periódico.