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LOS MODELOS ATÓMICOS
Bohr
Thomsom
Schrödinger
LA TEORÍA ATÓMICA
1808 JHON DALTON
Propone en 1808 una serie de postulados que afirman entre otras
cosas que:

Los átomos están formados por partículas indivisibles
llamadas átomos.

Los átomos de un mismo elemento son todos iguales y
los átomos de elementos distintos son diferentes.

Los átomos al combinarse para formar compuestos, lo
hacen en razón de números enteros y sencillos.
1897 JOSEPH THOMSOM: “Modelo del Budín de pasas”
En 1897 valiéndose de los análisis de Williams croockes, Thomsom
descubre los electrones y con ello postula el primer modelo atómico
conocido.
Según el modelo, los electrones se
encuentran inmersos en una minúscula
esfera positiva cual si fueran pasas dentro de
un pastel.
Pudo justificar de este modo, la naturaleza
eléctrica de la materia y su neutralidad.
TUBO DE CROOQUES
“los rayos catódicos” observados por Croockes no
eran si no un haz de electrones fluyendo desde un
electrodo a otro.
A pesar de lo grandioso del descubrimiento a
Thomsom le fue imposible determinar con certeza
la masa y carga del electrón de forma separada.
1911 RUTHERFORD: “Modelo Planetario”
En 19911 Rutherford plantea la existencia
de un núcleo en el átomo a partir de los
resultados observados al bombardear una
delgada lámina de oro con partículas alfa.
Del experimento se concluye que el átomo
se compone de un núcleo positivo
extraordinariamente pequeño. Los electrones
con carga negativa de igual magnitud que
los protones giran en torno de éste a gran
velocidad y la mayor parte del volumen
atómico es espacio vacío.
Rutherford postula además que para evitar la repulsión de protones en el núcleo debe existir una
partícula de masa considerable sin carga. En 1932 James Chadwick descubre los neutrones.
El experimento de Rutherford
permitió establecer con exactitud
la existencia del núcleo atómico,
sin embargo, el modelo planteado
no explicaba entre otras cosas la
gran atracción electrostática entre
electrón y protón, no considerada.
2
1913 NIELS BOHR: “Modelo de Estado Estacionario”
El modelo de Bohr plantea que los
electrones giran alrededor del
núcleo en órbitas conocidas y a
diferente distancia unos de otros.
Según el modelo, los electrones se
ubican en niveles de energía
definidos y mientras se mantengan en
esos niveles su energía no varía.
Los fenómenos de emisión y
absorción de energía observados en
los espectros le permiten postular que a medida que los electrones se
acercan al núcleo deben absorber energía y si se alejan de él, deben
emitirla.
A pesar de lo anterior el modelo no permite explicar los espectros observados para átomos más
pesados. El modelo sólo es razonable en átomos livianos (como el de Hidrógeno).
1927 ERWIN SCHRÖDINGER: “Modelo Mecánico Cuántico”
El modelo se fundamentó en
las ideas planteadas en el
Principio de Incertidumbre
de Heissenberg y en la
dualidad
onda-partícula
propuesta por De Broglie.
El electrón queda descrito
por una función de onda
matemática la cual elevada
al cuadrado nos entrega
la
probabilidad
de
encontrar al electrón en
una determinada región del espacio. A esta región de
máxima probabilidad la denominamos orbital.
Los valores permitidos para la ecuación de onda se
denominan “Números Cuánticos”.
Resolviendo la ecuación de Schrödinger es posible
determinar la posición del electrón en una región definida
del espacio.
El modelo atómico de Schrödinger es el primero en utilizar parámetros físico cuánticos y no
clásicos
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LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
Los números cuánticos son variables que describen al electrón indicándonos su energía y posición
aproximada.
Desde el punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos caracterizan las soluciones
estacionarias de la Ecuación de Schrödinger.
Descripción de los estados energéticos de los electrones
Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, 4 ...)
Indica el nivel de energía en el que se halla el electrón. Esto determina el tamaño del orbital.
Toma valores enteros y se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del átomo.
Número cuántico de momento angular (  = 0,1,2,3,4,5,...,n-1)
Indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón.
Número cuántico magnético (m)
Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = -  ,...,0,..., +  )". Para cada valor
de  hay 2  +1 valores de m
Número cuántico de spín (s)
Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma
valores +½ y –½.
La asignación de números cuánticos esta basado en el principio de construcción de Aufbau. Para
esto se debe tener en cuenta el principio de mínima energía y el principio de máxima
multiplicidad.
Mínima energía
“Los electrones adoptan los valores de números cuánticos lo mas bajo posible es decir, desde el
nivel 1 en adelante.”
Máxima multiplicidad
“Los electrones en un mismo nivel energético utilizan orbitales distintos (degenerados) para evitar
la repulsión electrónica entre ellos.”
Exclusión de Pauli
“No existen dos electrones con sus cuatro estados energéticos iguales”.
“3 de los 4 números cuánticos pueden ser idénticos, no así, el 4º”.
“los electrones presentes en un mismo orbital presentan espines (s) antiparalelos”
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LAS PARTÍCULAS SUB-ATÓMICAS
Las partículas fundamentales más importantes en la constitución del átomo son tres: protón,
neutrón y electrón.

El protón tiene una carga positiva de 1,60217·10-19 C y una masa de 1,67262·10-27 kg o
expresada en unidades de masa atómica, 1,00727 uma. La masa aproximada del protón
es de 1 uma.

El neutrón carece de carga eléctrica. Su masa es 1,67492·10-27 kg o en unidades de
masa atómica, 1,00866 uma. La masa aproximada de esta partícula es 1 uma y
ligeramente superior a la del protón.

El electrón posee carga eléctrica negativa y del mismo valor que la del protón. Su masa
es de 9,109·10-31 kg, que expresada en unidades de masa atómica corresponde a
5,485·10-4 uma. El electrón es aproximadamente 1837 veces más ligero que un protón o
un neutrón.
La siguiente tabla resume lo anterior (considere que 1 uma equivale a 1,6606·10-27 kg).
Nombre
Protón
Símbolo
+
1
1 H; p
1
0
Neutrón
0
-1
Electrón
Carga eléctrica
+1
Masa relativa (uma)
1
0
1
-1
1/1837
n
-
e; e
NOTACIONES Y FORMAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
El Número Atómico (Z)
Se define como la cantidad de protones que hay en el núcleo de un átomo, este número
determina la identidad de cada elemento.
Notación representada:
zX:
15P
;
6C;
11Na
El Número de Masa o Número Másico (A)
Se define como la suma de neutrones (n) y protones (Z) en el núcleo del átomo. (A=n+Z).
Notación representada:
A
X ó
XA :
C12 ó
Uniendo las notaciones queda:
A
ZX
5
12
C; H1 ó
1
H;
Co60 ó
60
Co
ISOTOPÍA
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se diferencian en la cantidad de neutrones
presentes en el núcleo. Los isótopos presentan, por tanto, el mismo número atómico pero distinto
número de masa, sin embargo, el comportamiento químico para los isótopos es el mismo.
Un ejemplo:
El elemento hidrógeno presenta en la naturaleza 3 isótopos: el protio
tritio
3
1
1
1
H, el deuterio
2
1
H o D y el
H o T.
El más abundante es el protio (99,9844%); le sigue el deuterio con un 0,0156%; no obstante, las
reservas de este isótopo en el agua de mar son enormes.Cualquiera que sea el isótopo, todos
participan en las mismas reacciones químicas. El protio y el deuterio, por ejemplo, reaccionan con
oxígeno para formar agua (H2O y D2O).
Aquellas moléculas de agua formadas con un átomo de oxígeno (16 uma) y dos átomos de
deuterio se denominan “agua pesada”, y su masa es de 20 uma. El agua ordinaria, con dos
átomos de protio, tiene una masa de 18 uma. Dado que la masa del deuterio es prácticamente el
doble la del protio, el agua pesada y el agua ordinaria presentan algunas propiedades físicas
diferentes.
Propiedades Físicas
Densidad del sólido
en el punto de fusión
Punto de congelación
Temperatura de ebullición
Máxima densidad
Producto iónico a 25 ºC
H2O
D2O
0,917 g/mL
1,017 g/mL
0 ºC
3,82 ºC
100 ºC
101,42 ºC
4 ºC
11 ºC
1 x10-14
0,3 x 10-14
MASA ATÓMICA DE LOS ELEMENTOS
En la tabla periódica se observa que cada elemento presenta una masa atómica promedio
(peso atómico) que es por lo general un valor decimal, no un número entero. La masa atómica de
un elemento es en realidad un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales
de ese elemento.
Analicemos un ejemplo para ilustrar el significado del concepto de masa atómica promedio. El
elemento Calcio presenta un peso atómico de 40,08 uma y presenta los siguientes isótopos con
sus respectivas abundancias en la naturaleza:
40
20


Ca = 98% y
44
20
Ca = 2%
el primer isótopo aporta al promedio el 98% de 40 = 39,2
el segundo isótopo aporta al promedio el 2% de 44 = 0,88
Lo que da un promedio: 39,2 + 0,88 = 40,08 uma
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LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica se puede entender como la ubicación de los electrones en los
orbitales atómicos de acuerdo con los principios antes señalados.
A pesar de que el modelo de Schrödinger sólo es aplicable certeramente para átomos livianos, el
modelo es bastante útil en otros átomos mediante algunas aproximaciones.
Antes de escribir la configuración electrónica de un elemento cualquiera se debe considerar lo
siguiente:

Conocer el número de electrones que el elemento posee (basta con saber el número
atómico). Si se trata de un ión el número de electrones no coincide con el número atómico.

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel
más cercano al núcleo (n = 1).

Respetar la capacidad máxima de cada subnivel.
El orden en el que se van llenando los distintos niveles de energía es el siguiente:
A continuación un ejemplo típico de las distintas formas en las que se desarrolla la configuración
electrónica para un elemento ( 24Cr)
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PROPIEDADES PERIÓDICAS
La estructura de la Tabla Periódica moderna está basada en las configuraciones electrónicas de los
elementos químicos. Según se ha comentado anteriormente, estas configuraciones electrónicas
presentan muchas regularidades a lo largo de los grupos y períodos de la misma. Por
consiguiente, se analizarán algunas de las propiedades más significativas de los átomos que
varían sistemáticamente a lo largo de la Tabla Periódica. Estas propiedades se denominan
genéricamente propiedades atómicas periódicas.
RADIO ATÓMICO
Dentro de cada grupo de elementos, el tamaño de los átomos aumenta a medida que los
electrones ocupan niveles de energía más altos. Sin embargo, dentro de cada período el radio
atómico tiende a disminuir a medida que se incorporan más electrones a un nivel de energía
específicos. Esto se debe a que cada elemento de un período tiene un protón más que el elemento
precedente, y el aumento de carga nuclear que actúa sobre los electrones más externos aumenta
progresivamente; en consecuencia los electrones más externos son cada vez más atraídos por el
núcleo y los átomos se hacen sucesivamente más compactos.
RADIO IÓNICO
Cuando un átomo o grupo de átomos gana o pierde uno o más electrones, se forma una partícula
con carga llamada ion. Los átomos metálicos tienden a perder sus electrones de valencia para
formar iones positivos conocidos como cationes. El radio de un ion metálico es aproximadamente
la mitad del átomo metálico correspondiente.
Na
Átomo de sodio
11 protones
11 electrones
186 pm de radio
Na
+
ion sodio
11 protones
10 electrones
95 pm de radio
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Los átomos no metálicos tienden a ganar electrones para formar aniones. Un anión es
considerablemente más grande que el átomo metálico correspondiente. Por ejemplo, el radio del
ion cloruro es aproximadamente dos veces mayor que el radio de un átomo de cloro.
Cl-
Cl
Átomo de cloro
17 protones
17 electrones
99 pm de radio
ion cloruro
17 protones
18 electrones
181 pm de radio
Comparemos el radio de un ion sodio (Na+) con el radio del ion fluoruro (F-). Estos iones son
isoelectrónicos; es decir, tienen el mismo número total de electrones. Ambos tienen 10
electrones, pero el sodio tiene 11 protones (una carga nuclear de +11) y mayor atracción por sus
electrones que un ion fluoruro con 9 protones (una carga nuclear de +9). Es de esperar que el ion
sodio, con su mayor carga nuclear, tenga un radio más pequeño que un ion fluoruro.
Por lo tanto, podemos resumir las generalizaciones de iones isoelectrónicos en una sola
afirmación: el tamaño de las especies isoelectrónicas es tanto menor cuanto mayor es su
número atómico.
VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO EN EL SISTEMA PERIÓDICO
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Desde el punto de vista químico es muy importante la llamada energía de ionización de los
átomos, que se define como la cantidad mínima de energía necesaria para expulsar (ionizar) un
electrón de la envoltura de los mismos. En esta definición, se supone que el átomo se encuentra
en su estado electrónico fundamental, y que todas las especies químicas, tanto el átomo neutro
como el ion positivo formado, se encuentran en estado gaseoso y en condiciones de presión y
temperatura estándar. Por ejemplo, el análisis del espectro de emisión para el átomo de
hidrógeno revela que la energía de ionización es de 13,6 eV.
1
H(g) + P.I.  1H+(g) + e- , donde P.I. = 13,6 eV
9
En un átomo polielectrónico pueden ionizarse varios electrones; y en consecuencia, es posible
definir varias energías de ionización. La primera energía de ionización se define como la
energía mínima necesaria sacar al electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo.
La energía mínima necesaria para separar al siguiente electrón, el menos atraído por el núcleo del
ion positivo previamente formado, es la llamada segunda energía de ionización; y así
sucesivamente. Además, estos procesos de formación de iones positivos son endotérmicos; es
decir, se requiere un aporte energético al átomo para poder ionizarlo.
Por ejemplo, energías de ionización para el aluminio ( 13Al).
13Al
+
(1er P.I.)
6,0 eV
13Al
+2
(2do P.I.)
18,8 eV
(3er P.I.)
28,4 eV
13Al
+3
(4to P.I.)
120,0 eV
13Al
+4
“Debido a su carga positiva, el catión 13Al+ atrae a los electrones con más fuerza que el átomo de
Al. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrón que para el primero;
las energías de segunda ionización siempre son más grandes que las de primera
ionización”.
Nótese el “salto energético” del 4to P.I., esto se debe a que ha sido necesario “romper” la
estabilidad de la configuración electrónica de gas noble alcanzado por 13Al+3.
Variación de la primera energía de ionización en el sistema periódico.
El gráfico muestra la primera energía de ionización de los átomos de los elementos químicos,
expresadas kJ/mol, en función de su número atómico.
La energía de ionización de los elementos de un período va aumentando gradualmente a lo largo
de éste, aunque se observan algunas singularidades. Este comportamiento general se explica ya
que todos los elementos de un mismo período tienen sus electrones más externos en el mismo
nivel de energía y, por tanto, están apantallados de forma similar por los restantes electrones,
pero la carga nuclear va aumentando gradualmente a lo largo del período. “El aumento de la
carga nuclear que se produce a través de un período es el responsable del aumento de
la energía de ionización a lo largo de éste”.
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La energía de ionización de los gases nobles, al igual que la de los elementos alcalinos,
disminuye gradualmente a lo largo de sus grupos respectivos. Este comportamiento era de
esperar, ya que los electrones más externos de los elementos de un grupo se encuentran en
niveles de número cuántico principal n cada vez mayor y, por tanto, cada vez son menos atraídos
por sus núcleos respectivos (se encuentran a mayor distancia del núcleo y están más apantallados
por los electrones internos).
Energía de Ionización
En consecuencia, podemos resumir lo siguiente:




Los puntos máximos, P.I. altos corresponden a los
Los puntos mínimos, P.I. bajos corresponden a los
Aumenta el P.I. dentro de un período (Li…Ne);
(Cs…Rn).
Disminuye el P.I. dentro de un grupo, de los
alcalinos, etc.
gases nobles.
metales alcalinos.
(Na…Ar); (K…Kr); (Rb…Xe) y
gases nobles, de los metales
AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica o electroafinidad (E.A.), es una medida de la variación de energía que tiene
lugar cuando un átomo en estado gaseoso adquiere un electrón. Por ejemplo,
F(g) + e-  F(g)
, donde ∆E = -328 kJ/mol
Estos procesos de formación de iones negativos a partir de átomos neutros son generalmente
exotérmicos; es decir, se libera energía (calor) durante los mismos. Tanto los factores que la
condicionan como su variación en el Sistema Periódico son homologables al P.I.
Variación de la E.A. en el sistema periódico.
Afinidad electrónica
En líneas generales, la E.A. aumenta a lo largo de un período (exceptuando los gases nobles), de
acuerdo con el natural incremento de la carga nuclear que se va produciendo a lo largo del
mismo, lo cual origina un aumento progresivo de la atracción del núcleo hacia el electrón exterior
que se incorpora.
Por consiguiente, se observa que los mayores valores de la afinidad electrónica se encuentran en
los elementos situados a la derecha y hacia arriba de la Tabla Periódica (familia de los halógenos);
y los valores más bajos, en los elementos situados a la izquierda y hacia debajo de la misma (los
elementos alcalinos).
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ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad (E.N.) se define como la tendencia que ejerce un átomo en una molécula
para atraer electrones compartidos hacia su nube o densidad electrónica.
La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a cálculos de energía de enlaces,
postula una escala donde el flúor resulta ser el elemento más electronegativo, y el Fr el más
electropositivo.
VARIACIÓN DE LA E.N. EN EL SISTEMA PERIÓDICO


En los Períodos, la electronegatividad aumenta al aumentar Z.
Al aumentar Z en los grupos la electronegatividad disminuye.
Electronegatividad
Elemento
P.I.
(KJ/mol)
E.A.
(KJ/mol)
E.N. (Pauling)
F
O
Li
1681
1314
520
349
143
52,1
4,0
3,44
0,98
En resumen:

Los elementos que tienen pequeñas energías de ionización y pequeñas afinidades
electrónicas presentan valores bajos de electronegatividad: son electropositivos y
de carácter metálico.

Los elementos que tienen grandes energías de ionización y grandes afinidades
electrónicas presentan valores altos de electronegatividad: son electronegativos
y de carácter no metálico.
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