El átomo

3.- EL ÁTOMO. 3.1.- Introducción.

........................................................................ 54

3.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia ... 54 3.2.1.- El electrón .................................................................................... 3.2.2.- El modelo atómico de Thomson .................................................. 3.2.3.- El protón ................................................................................... 3.2.4.- El átomo de Rutherford ................................................................ 3.2.5.- El neutrón .....................................................................................

54 55 55 56 57

3.3.- El núcleo atómico : Isótopos ................................................. 58 3.3.1.- La radiactividad ......................................................................... 58

3.4.- Naturaleza dual de la luz

.................................................... 60

3.5.- Espectros atómicos. El espectro del átomo de hidrógeno ... 60 3.6.- Modelo atómico de Bohr ...................................................... 64 3.7.- Mecánica cuántica

............................................................... 69

3.7.1.- Orígenes de la mecánica cuántica ................................................ 3.7.2.- Los números cuánticos ................................................................. 3.7.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica ...................................... 3.7.4.- Configuraciones electrónicas .......................................................

70 70 74 75

3.8.- Evolución histórica del Sistema Periódico ......................... 76 3.9.- Estructura electrónica y sistema periódico ......................... 78 3.10.- Tabla periódica y propiedades físicas y químicas ............. 79 3.10.1.- Propiedades eléctricas ................................................................... 3.10.2.- Energía de ionización ................................................................... 3.10.3.- Afinidad electrónica ...................................................................... 3.10.4.- Electronegatividad ........................................................................ 3.10.5.- Radio atómico e iónico .............................................................. 3.10.6.- Estados de oxidación .................................................................. Tabla Periódica ..........................................................................

79 80 81 82 82 83 84

3.11.- Problemas y cuestiones ........................................................ 85

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3.1.- Introducción. Desde la aparición de la teoría atómica de Dalton, han sido muchas las experiencias que han dado la evidencia de que los átomos no eran indivisibles, sino que estaban formados por partículas subatómicas; y estos descubrimientos dieron lugar a la elaboración de modelos teóricos a cerca de la estructura del átomo. En este tema vamos a conocer a fondo cómo es el átomo, describiendo las experiencias y los modelos atómicos que surgieron a lo largo de la historia.

3.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia. 3.2.1.- El electrón. Si en un tubo de rayos catódicos introducimos un gas a muy baja presión y le aplicamos un alto voltaje entre los electrodos, se observa la formación de unos rayos que van del cátodo al ánodo (rayos catódicos). Se trataba de partículas materiales ya que si colocábamos en su trayectoria un molinillo de aspas muy finas, éstas giraban al chocar sobre ellas los rayos catódicos y además tenían que ser de carga negativa puesto que se dirigían al polo positivo y podían ser desviadas por la acción de campos magnéticos.

Si en el tubo se aplicaba el vacío el fenómeno también ocurría. A estas partículas se las llamó electrones. Sea cual fuese el material del cátodo o el gas del tubo, las partículas emitidas eran siempre las mismas, lo que llevó a la idea de que los electrones eran un constituyente fundamental de todos los átomos. Años más tarde, en 1909, Millikan, mediante un famoso experimento a través de campos eléctricos y magnéticos, pudo determinar que:

masa del electrón = 9'18.10-31 Kg. carga del electrón = - 1'602.10-19 C.

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El átomo

3.2.2.- El modelo atómico de Thomson. El descubrimiento de los electrones y de los rayos catódicos supuso toda una revolución ya que ponía en evidencia que la teoría atómica de Dalton podía tener fallos: los átomos no eran indivisibles sino que estaban formados por partículas más pequeñas. Pero, todo ésto planteó nuevos interrogantes: ¿cómo era el átomo en su interior?, ¿cuál era su estructura? La primera hipótesis la emitió Joseph John Thomson en 1904 al suponer que: "El átomo está constituido por una esfera material, pero de carga eléctrica positiva, dentro de la cual se encontraban embebidos los electrones necesarios para neutralizar dicha carga y distribuidos en una ordenación que depende del elemento correspondiente". Este modelo explicaba el fenómeno de los rayos catódicos ya que el átomo así constituido desprendía electrones al provocar una diferencia de potencial elevada entre los electrodos del tubo de rayos catódicos.

3.2.3.- El protón. Si la materia es eléctricamente neutra y está compuesta por partículas de carga negativa, (electrones), es de esperar que también existan partículas de carga positiva. La primera evidencia experimental de la existencia de dichas partículas fue dada por Goldstein en 1886 usando también un tubo de descarga de gases en el que se habían practicado unos orificios en el cátodo (polo negativo). Al mismo tiempo que se producen los rayos catódicos, se producían otros rayos (rayos canales), algunos de los cuales atravesaban los orificios del cátodo para chocar con las paredes del tubo.

Más tarde se demostró que dichas partículas estaban cargadas positivamente y que su relación c/m dependía del gas utilizado en las experiencias.

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La explicación de todos estos fenómenos, era la siguiente: al aplicar un alto voltaje al tubo se desprenden electrones del material que forma el cátodo dirigiéndose hacia el ánodo (polo positivo). Algunos de los electrones chocaban por el camino con las partículas del gas, de las que se desprenden a su vez electrones, quedando las partículas del gas cargadas positivamente y dirigiéndose hacia el cátodo (rayos canales). Se demostró que la más pequeña de estas partículas tenía aproximadamente la misma masa que 1 u.m.a. y una carga positiva de igual magnitud que la del electrón. A esta partícula se la llamó protón.

masa del protón = 1'672.10-27 Kg. carga del protón = + 1'602¨10-19C.

3.2.4.- El átomo de Rutherford. A principios del siglo XX ya se sabía que el átomo estaba constituido por dos partículas: el electrón (e-) y el protón (p+). En 1906 Rutherford llevó a cabo un experimento para comprobar la veracidad del modelo de Thomson, para ello, bombardeó con partículas alfa, "α", (núcleos de átomos de He, es decir, partículas con dos cargas positivas), una lámina de oro de unos 500 A° de espesor. Según el modelo de Thomson, al tener el átomo la carga positiva uniformemente repartida por todo el volumen del átomo y ser de densidad muy baja, sólo debería ejercer débiles fuerzas eléctricas de repulsión sobre las partículas alfa y por lo tanto deberían pasar todas sin sufrir modificaciones significativas de su trayectoria, sin embargo, Rutherford se encontró con un hecho sorprendente: a) La mayoría de las partículas, efectivamente, atravesaban la lámina de oro sin desviarse, pero lo sorprendente del experimento era que: b) unas pocas se desviaban de su trayectoria y muy pocas incluso rebotaban (una de cada 8000 se desviaba más de 90º con respecto a su trayectoria inicial). El mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si dispararas un proyectil de 15 pulgadas, contra una hoja de papel de seda y rebotara de vuelta hacia ti”

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El átomo

Para explicar este fenómeno, Rutherford, en 1911, emitió una serie de hipótesis acerca de la estructura interna del átomo: a) La mayoría del espacio de los átomos está libre de partículas. b) Los átomos contienen en el centro un núcleo positivo constituido por protones y donde está concentrada casi toda la masa del átomo. c) Los e- forman una corteza extranuclear y deberán moverse continuamente para no precipitarse sobre el núcleo debido a la atracción electrostática. d) El tamaño del núcleo es de diez a cien mil veces menor que el tamaño del átomo, (existe un gran vacío).

3.2.5.- El neutrón. Ya en 1920, el mismo Rutherford, supuso que el núcleo de los átomos estaba constituido por protones y además parejas protón - electrón, que denominó neutrones. Sin embargo, fue en 1932 cuando, al poder determinar con mayor precisión la relación carga / masa de algunos iones, James Chadwick pudo demostrar la existencia de un tercer componente del átomo, el neutrón, que no poseía carga eléctrica y tenía una masa similar a la del protón. Partícula Electrón Protón Neutrón

Masa en Kg 9,108.10-31 1,672.10-27 1,675.10-27

Masa en umas 0,00055 1,00759 1,00898

Carga en C - 1,602.10-19 + 1,602.10-19 0

Carga relativa -1 +1 0

Aunque nosotros trabajaremos con estas tres partículas, electrones, protones y neutrones, debemos saber que la subdivisión continúa. En 1964 Gell-Mann y Zweig propusieron la teoría de los Quarks. Esta considera que en el átomo existen dos docenas de partículas, en su mayoría inestables de forma aislada y algunas de ellas incluso con carga fraccionaria, que pueden agruparse en dos familias: los leptones y los guarks. Son de un interés especial las llamadas antipartículas: el positrón, el antiprotón y el antineutrón que son partículas de idéntica masa que sus homónimas pero con carga de distinto signo. Las antipartículas son estables de forma aislada, pero cuando se encuentran con sus equivalentes, se aniquilan mutuamente transformándose en energía por completo. Hay teorías que suponen la existencia de galaxias enteras formadas por antimateria. Puedes encontrar más información en la siguiente página web: http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/teoria/quark/spa_home.html

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3.3.- El núcleo atómico. Hoy se sabe que el núcleo de cualquier átomo está constituido por protones y neutrones. A partir de ellos, se define: - Z: número atómico = nº protones del núcleo = nº electrones si el átomo está neutro. - A: número másico = nº protones + nº neutrones = partículas que hay en el núcleo. Si dos átomos poseen el mismo número atómico Z, pertenecen al mismo elemento. Es decir, que un elemento queda perfectamente definido dando su número atómico; sin embargo, para dar más información, también se suele dar el número másico, representándose de la siguiente manera:

por ejemplo: 13

C C 14 N 14

  

6 protones, 6 electrones y 7 neutrones 6 protones, 6 electrones y 8 neutrones 7 protones, 7 electrones y 7 neutrones

con frecuencia, como vemos, el número atómico se omite, ya que al dar el símbolo del elemento queda perfectamente definido. Los isótopos son átomos de un mismo elemento, (por tanto, igual número atómico) con distinto número másico A, es decir, poseen diferente número de neutrones en su núcleo. 3.3.1.- La radiactividad. Becquerel en 1896 descubrió, de forma casual, que ciertas sales de Uranio emitían espontáneamente radiaciones. Mediante campos magnéticos, se vio que había tres tipos de radiaciones: - α (alfa): Se trata de partículas positivas que hoy se sabe que son núcleos de átomos de He. Poseen poca energía y no pueden atravesar una simple hoja de papel. Rutherford utilizó estas partículas α en su experimento, procedentes de la desintegración radiactiva del Polonio. - ß (Beta): Son partículas, cargadas negativamente, de propiedades similares a los rayos catódicos. Son, por tanto, electrones. Poseen una energía media y se detienen con una plancha de aluminio de un milímetro. - γ (Gamma): No tiene carga ni masa. Es energía pura similar a la luz pero de longitud de onda más pequeña. Para detenerla necesitamos una capa de plomo de unos 22 cm de ancha. 58

El átomo

La radiactividad natural es debida a la ruptura espontánea de los núcleos. Una indicación de la estabilidad de estos núcleos, es la relación neutrón/protón (N/P). Para los 20 primeros elementos, la relación es aproximadamente 1 y a partir de masa atómica 40, los núcleos se van enriqueciendo de neutrones para neutralizar la repulsión de los protones (por ejemplo, el isótopo 238 del Uranio tiene 92 protones y 146 neutrones). A pesar de todo, los núcleos más abundantes poseen una relación N/P inferior a 1'2 y no se hallan núcleos estables con N/P superior a 1'6. Sin embargo, a partir del número atómico 83, la repulsión de los protones es tan grande, que neutrones adicionales ya no pueden estabilizar el núcleo, y estos núcleos muy pesados se descomponen espontáneamente ya sea con radiación α, ß y/o γ.

Soddy formuló las siguientes leyes que rigen los procesos de desintegración radiactiva: 1.- Cuando un núcleo emite una partícula α, su número másico disminuye en 4 unidades y su número atómico en 2. 2.- Cuando un núcleo emite una partícula ß, su número másico no se modifica y su número atómico aumenta en una unidad. 3.- Cuando un núcleo emite una partícula γ, no varía ni su número másico ni su número atómico, sólo pierde cierta cantidad de energía (que debe ser múltiplo de un cuánto de energía). La estructura de los núcleos puede perturbarse artificialmente bombardeándolos con neutrones u otras partículas y se producen entonces núcleos inestables que se descomponen espontáneamente emitiendo radiaciones α, ß y γ, es la llamada radiación artificial. Así se han obtenido isótopos radiactivos de casi todos los elementos. Algunos de ellos tienen aplicaciones de interés científico, por ejemplo:

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a) Seguir la marcha de una molécula "marcada" en una determinada reacción química. b) Calcular la edad de ciertos materiales orgánicos, (C14) c) Prevenir y curar determinados tipos de enfermedades. d) Conservación de alimentos. e) Combatir determinadas plagas de insectos. f) Obtención de especies vegetales de mayor rendimiento.

3.4.- Naturaleza dual de la luz. Si tiramos una piedra en una piscina donde está flotando un objeto, observamos la superficie del agua subiendo y bajando, y como esta perturbación se va propagando de forma periódica, es decir, a intervalos regulares. Sin embargo, el flotador no se desplaza. Podemos definir una onda como: “La propagación de una perturbación vibracional en la cual se transmite energía pero no materia”. En los siglos XVIII y XIX, se apuntaba hacia la idea de que la luz poseía una naturaleza ondulatoria, es decir se podía representar mediante la ecuación de una onda que se caracteriza por tener una serie de parámetros como:

λ - Longitud de onda: Distancia entre dos máximos consecutivos, (se miden en A° debido a que dichas distancias son muy pequeñas). T - Período: tiempo en el que la onda recorre un espacio igual a la longitud de onda. Se mide en segundos. υ - Frecuencia: Es el número de longitudes de onda que pasan por un determinado punto en un segundo. Se mide en Hz (hertz o sg-1 ). Evidentemente es la inversa del período. 1 υ= T υ - Número de onda: Es el número de longitudes de onda que hay en un centímetro, (se mide en cm-1) y es la inversa de la longitud de onda. Estos enunciados, para el caso de la luz, se pueden expresar matemáticamente de la siguiente manera: la luz por propagarse con M.R.U. cumple la ecuación: v = e/t, y como v = c=3.108 m/s, y e= λ para t=T, se puede poner que:

λ c=

= λ.υ T

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El átomo

es decir:

υ = frecuencia =

velocidad c = longitud de onda λ

A principios del siglo XX, Planck y Einstein encontraron que la teoría ondulatoria de la luz no explicaba ciertos hechos experimentales. Por ejemplo, cuando se irradia luz sobre la superficie de ciertos metales, estos emiten electrones. Este hecho no sería extraño si se pensase que la luz como fuente de energía interactúa con la materia arrancando electrones. Por lo tanto, sería de esperar que si se aumentase la intensidad de la luz, los electrones saliesen con más velocidad, sin embargo, lo que ocurre, es que ha medida que aumenta la intensidad de la luz, el número de electrones que salen aumenta, pero todos ellos salen con la misma velocidad y para conseguir que aumente la velocidad de salida de los electrones hay que aumentar la frecuencia de la luz suministrada. Este fenómeno fue explicado por Planck en 1900 imaginando que la luz está compuesta por paquetes de ondas llamados cuantos o fotones, es decir, que la luz posee una naturaleza corpuscular. Cada fotón posee una determinada energía que sólo depende de su frecuencia: E = h. υ donde “υ” es la frecuencia de la luz y “h” la llamada constante de Planck cuyo valor es de 6'67.10-34 J.s. A mayor frecuencia mayor energía de la luz incidente y como la frecuencia es inversamente proporcional a la longitud de onda, a menor longitud de onda, mayor energía. En el siguiente gráfico se muestra desde las ondas menos energéticas, que son las ondas de radio hasta las más energéticas que son los rayos γ:

Para liberar un electrón hace falta una energía mínima h..υo, donde υο es la frecuencia umbral y por debajo de ella no se arrancan electrones. A medida que la frecuencia aumenta, la energía es mayor y por tanto la velocidad de salida de los e- aumenta. Sin embargo, si aumenta la intensidad de la luz se aumenta el número de fotones, pero no la energía de éstos, por lo tanto saldrán más e- pero todos con la misma velocidad. Hay ciertos fenómenos de la luz que no se pueden explicar por la teoría corpuscular de la luz y sólo son explicables atendiendo a la teoría ondulatoria, por eso se habla de la naturaleza dual de la luz (onda y corpúsculo). Se ha observado que cuando la luz interactúa con los átomos, éstos absorben radiación electromagnética incluso por debajo de la frecuencia umbral, sin embargo, cada átomo absorbe únicamente luz de determinadas frecuencias. Hay aparatos que registran estas frecuencias o longitudes de onda de la radiación absorbida, denominados espectroscopios.

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3.5.- Espectros atómicos. El espectro del átomo de Hidrógeno. Un espectro puede definirse como el análisis de las distintas longitudes de onda emitidas por un foco luminoso. Todo rayo de luz de una determinada longitud de onda, tiene como imagen en el espectro una y sólo una raya de la misma longitud de onda y frecuencia.

El espectro visible, dentro del espectro electromagnético se extiende entre las longitudes de onda de 3800 A° a 7400 A°, con los siete colores del arco iris; no obstante el espectro se prolonga para longitudes de onda inferiores y superiores:

Hay dos tipos de espectros: a) espectro de emisión: Cuando los átomos de un determinado elemento se calientan a una cierta temperatura mediante la llama o el arco eléctrico, éstos se excitan y emiten luz de unas determinadas longitudes de onda que pueden separarse por métodos físicos (prismas), e impresionan una placa fotográfica llamada espectro de emisión.

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El átomo

La siguiente representación corresponde al espectro de emisión del átomo de hidrógeno:

este es un esquema de la imagen del espectro de emisión del átomo de hidrógeno:

b) espectro de absorción: Se consigue al hacer pasar una luz blanca (que contiene todos los colores o frecuencias) a través de la muestra gaseosa, la cual absorbe parte de dicha energía. La luz que sale de la muestra (no absorbida) se descompone por medio de un prisma y contendrá todas las frecuencias menos las que haya absorbido la muestra, y se estudiarán las ausencias, es decir, líneas que le faltan a la luz blanca. En la representación siguiente se muestra cómo se realiza el espectro de absorción del átomo de hidrógeno:

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A continuación tienes una representación del espectro de absorción del átomo de hidrógeno:

Cada elemento o sustancia tiene unos espectros de emisión y absorción característicos. Los de emisión se utilizan con mayor frecuencia ya que aparecen más líneas que además pueden asociarse en unas series representativas, por ejemplo, para el átomo de hidrógeno se denominan con el nombre del investigador que las descubrió:

1ª serie: Lyman (1916): 2ª serie: Balmer (1885): 3ª serie: Paschen (1908): 4ª serie: Brackett (1922): 5ª serie: Pfund (1927): 6ª serie: Humphreys (1952):

está en el espectro ultravioleta. espectro visible y ultravioleta. espectro infrarrojo. espectro infrarrojo. espectro infrarrojo. espectro infrarrojo.

Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno obedecen a una expresión matemática experimental muy simple determinada por Rydberg:   1 1   υ = = RH ⋅ − n2 λ ni2    f

__

1

con nf = 1 y ni = 2,3,4, ... serie Lyman con nf = 2 y ni = 3,4,5, ... serie Balmer con nf = 3 y ni = 4,5,6, ... serie Paschen ... con nf = 6 y ni = 7,8,9, ... serie Humphreys

3.6.- Modelo atómico de Bohr. No hubo ningún científico que propusiera una teoría que explicara el fenómeno de los espectros hasta que Bohr, proponiendo su modelo atómico, en 1913, los explicó. Dicho modelo se puede resumir en los siguientes puntos:

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El átomo

a) El electrón del átomo de Hidrógeno describe una órbita circular alrededor del núcleo. b) En el átomo, el electrón sólo puede estar en ciertos estados permitidos (determinadas órbitas). Cada una de estas órbitas tiene una energía fija y definida. c) El menor estado energético en el que el e- puede encontrarse se llama estado fundamental. Cuando el e- se encuentra en un estado energético más elevado (estado excitado), puede "saltar" a otro menor emitiendo un cuanto de energía h.υ, correspondiente a las diferencias de energías de los dos estados. d) Sólo pueden existir aquellos estados del movimiento electrónico cuyo momento angular (m.v.r), sea múltiplo de h/2π. Esto indica que la energía sólo puede tener ciertos valores, es decir, está cuantificada, y en cualquiera de las órbitas permitidas se debe cumplir que la fuerza centrípeta que actúa sobre el e-,(me.v²/r), sea igual a la fuerza de atracción electrostática (K.e²/r²). Bohr realizó una demostración matemática muy compleja para comprobarlo pero que escapa de nuestro nivel; nosotros vamos a realizar otra que, sin ser rigurosa, nos puede servir para comprenderlo mejor:

me ⋅ v 2 K ⋅ e 2 = 2 r r

→

me ⋅ v

K ⋅ e2 = r

2

(1)

por otra parte según el cuarto postulado:

me ⋅ v ⋅ r = n ⋅

(2)

h 2π

si eliminamos la velocidad (v) de las dos expresiones:

me2

de (2) elevándola al cuadrado:

h2 ⋅v ⋅r = n ⋅ 2 4π 2

2

2

(3)

dividiendo ordenadamente (3) y (1):

(3) (1)

→

h2 me2 ⋅ v 2 ⋅ r 2 4π 2 = e2 me ⋅ v 2 K⋅ r n2 ⋅

que simplificando y despejando el valor del radio de la órbita:

n2 ⋅ h2 r= 2 4π ⋅ me ⋅ K ⋅ e 2

(4 )

que es la expresión de los radios de las órbitas permitidas. A “n” se le llama número cuántico principal y puede tomar valores enteros positivos desde 1 hasta infinito.

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Por otra parte la energía total del electrón (e-) será la suma de su energía potencial eléctrica más su energía cinética:

ET = E p + Ec = −

K ⋅ e2 1 + me ⋅ v 2 2 r

que teniendo en cuenta la expresión (1):

me ⋅ v

2

K ⋅ e2 = r

K ⋅ e2 1 K ⋅ e2 1 K ⋅ e2 =− ⋅ + ⋅ ET = − 2 r r r 2

(5)

si sustituimos el valor del radio dado por la ecuación (4):

2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me 1 ⋅ 2 ET = − h2 n

(6)

además uno de los postulados del modelo atómico de Bohr dice:

h ⋅ υ = Ei − E f luego:

h ⋅υ =

2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me h2

1 1 ⋅ 2 − 2  n f ni 

2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me υ= = = c λ h2 __

υ

__

υ=

1

1 1 = A⋅  2 − 2  λ  n f ni  1

1 1 ⋅ 2 − 2  n f ni 

(7 )

ecuación que coincide con la ecuación experimental de Rydberg y el valor de la ctte K, se aproxima bastante con el valor experimental (Rh). Es la primera vez, en la historia de la ciencia, que una ecuación teórica permite deducir valores experimentales, lo que propició que este modelo tuviese un gran auge.

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El átomo

Para comprender el modelo atómico de Bohr hay que tener presente dos cosas: a) No todas las órbitas son posibles. Los radios de las permitidas vienen dados por la ecuación (4) que podemos expresar de la siguiente manera, donde K es una constante y n el número cuántico principal:

r = K ⋅ n2

n = 1, 2, 3, 4, ...

como vemos a medida que el número cuántico principal aumenta, el radio crece de forma cuadrática, es decir, que las órbitas están cada vez más alejadas unas de otras conforme nos alejamos del núcleo.

b) No todas las energías son posibles. La energía está cuantizada. Cada órbita tiene una energía fija y definida que viene dada por la ecuación (6):

E=−

K´ n2

n = 1, 2, 3, 4, ...

la energía va creciendo a medida que aumenta el número cuántico principal pero inversamente proporcional a su cuadrado, es decir, que a medida que nos alejamos del núcleo, la energía va aumentando y cada vez en menor proporción, por eso órbitas muy alejadas del núcleo tienen energías muy parecidas, mientras que las más cercanas al núcleo tienen energías muy diferentes:

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Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno) E= 0J E = –0,87 · 10–19 J E = –1,36 · 10–19 J

n=3

E = –2,42 · 10–19 J

n=2

E = –5,43 · 10–19 J

n=1

E = –21,76 · 10–19 J

Energía

n=∞ n=5 n=4

la primera órbita es la que menos energía posee.

c) Cuando un átomo es excitado, mediante una llama o un arco eléctrico, sus electrones ganan energía y pasan a órbitas más energéticas (más alejadas del núcleo) y posteriormente, al enfriarse, vuelven a niveles inferiores emitiendo la diferencia de energía entre las dos órbitas, que viene dada por la ecuación (7).

Series espectrales n=∞ n=6 n=5 n=4

Pfund Bracket

n=3 n=2

Paschen

Balmer

∆E = h · ν n=1 Lyman SERIES: Lyman Balmer

Paschen Bracket Pfund

Espectro UV Visible

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Infrarrojo

El átomo

3.7.- Mecánica cuántica. 3.7.1.- Orígenes de la mecánica cuántica. El modelo atómico de Bohr constituyó la primera explicación cuantitativa del átomo, pero para ello hubo que abandonar los principios de la mecánica clásica (energía está cuantizada). Por ello la teoría de Bohr es la primera teoría cuántica del átomo. Sin embargo, el átomo de Bohr no es capaz de explicar los espectros de átomos plurielectrónicos, tan solo explica el del átomo de hidrógeno. Todas estas ideas se resumen diciendo que tanto la energía como la materia son discontinuas. Algunas de las teorías que surgieron de la mecánica cuántica son: a) Hipótesis de De Broglie (1924): Planck y Einstein dedujeron la naturaleza dual de la luz (onda-partícula) y De Broglie trasladó esta teoría a cualquier tipo de partícula material. Al combinar las ecuaciones de Einstein y de Planck:

E = m ⋅ c2  2  → h ⋅υ = m ⋅ c E = h ⋅υ 

c  ≡ υ =  ≡ λ 

h⋅

c

λ

= m ⋅ c2

→ λ=

h m⋅c

que para cualquier otra partícula, con una velocidad distinta a la de la luz:

λ=

(8)

h h = m⋅v p

es decir, que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud (λ) viene dada por la ecuación (8). Esta hipótesis fue confirmada en 1927 pero sólo adquiere relevancia para cuerpos microscópicos, ya que para los macroscópicos se observan longitudes de onda extremadamente pequeñas. b) Principio de incertidumbre de Heisemberg (1927): "Es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula con absoluta precisión y exactitud". También demostró que el error más pequeño que se puede cometer es:

∆x ⋅ ∆p ≥

h 4π

A partir de todo ésto el modelo atómico de Bohr debería considerarse incorrecto puesto que con él podía medirse con exactitud la posición y la velocidad del electrón (radio y energía de la órbita).

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Actualmente no se habla de órbitas sino de zonas donde es probable encontrar al electrón. A dichas zonas se las llama orbital atómico y se definen como la zona del espacio que encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar el electrón en un estado energético constante. c) Ecuación de Schrödinger: Como todas las partículas pueden comportarse como ondas se pensó en describir al electrón mediante las ecuaciones matemáticas de las ondas. El primero que lo hizo fue Schorödinger en 1927 (mecánica ondulatoria). Cuando se soluciona un problema en mecánica clásica se obtiene la posición y velocidad de un objeto, sin embargo en mecánica ondulatoria la solución viene dada por funciones de onda Ψ. Dicha función de ondas no tiene significado físico real, sin embargo, su cuadrado (Ψ2) es una medida directa de la probabilidad de encontrar al e- en una determinada región del espacio. En consecuencia, las representaciones de los cuadrados de las funciones de onda, constituyen una expresión matemática del orbital atómico. En el punto siguiente tienes algunas de las citadas representaciones.

3.7.2.- Los números cuánticos. Cada función de onda viene determinada por una serie de números cuánticos y sólo son permitidas las funciones de onda de determinados conjuntos de números cuánticos que sirven también para definir el orbital atómico. Estos números cuánticos son tres: a) Número cuántico principal ("n") ≡ 1, 2, 3, ..., expresa la mayor o menor probabilidad de encontrar al e- cerca del núcleo, (a mayor n, el eestaría más tiempo alejado del núcleo). Indica el número de capa o nivel energético de la misma. b) Número cuántico secundario ("l") ≡ 0, ..., n-1, para cada "n”; especifica el momento angular del electrón en su movimiento alrededor del núcleo y determina la forma espacial del orbital. Indica el número de subniveles energéticos que pueden existir en un nivel dado. Por razones históricas, a cada valor de este número cuántico se le designa por una letra:

Valor del nº cuántico “l” 0 1 s p letra asignada

2 3 4 d f g

5 ... h ...

El número cuántico principal y el secundario determinan conjuntamente la energía del orbital en un átomo. c) Número cuántico magnético ("m") ≡ - l, ... ,0 , ..., + l, para cada " l”; representa la orientación de la forma espacial de cada orbital según un eje arbitrario de referencia que viene dado por un campo magnético externo.

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El átomo

A todos los orbitales atómicos con los mismos números cuánticos principal y secundario se les llama orbitales degenerados ya que poseen la misma energía, aunque posean distinto número cuántico magnético. Sin embargo, con la presencia de un campo magnético externo, esta igualdad energética se rompe, ya que la distinta orientación espacial hace que sus interacciones con el campo magnético y por lo tanto, sus contenidos energéticos, sean ligeramente diferentes. Este desdoblamiento no ocurre con los orbitales “s” ya que tienen simetría esférica, pero sí con todos los demás, es decir, los “p”, “d”, “f”, ... Este fenómeno se pone de manifiesto al realizar el espectro de un átomo en el interior de un campo magnético, ya que al haber más niveles energéticos diferentes, aparecen más líneas espectrales, ya que aumenta el número de tránsitos electrónicos posibles. A este efecto se le denomina Efecto Zeeman.

Los tres números cuánticos, antes descritos, definen un orbital; su tamaño, su forma y su orientación, así como su energía:

La forma de nombrarlos es, o bien a través de sus números cuánticos, o bien colocando en primer lugar el valor del número cuántico principal, después la letra asignada para el valor del número cuántico secundario y a continuación la letra o letras de los ejes coordenados del espacio como subíndice; por ejemplo: n=1,l=0,m=0 n=3,l=2,m=1 n = 5 , l = 2 , m = -2

  

(1 , 0 , 0) (3 , 1 , 1) (5 , 2 , -2)

  

orbitales 1s orbitales 3px orbitales 5dxy

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Es importante recordar que no todas las posibilidades de números cuánticos están permitidas, sólo aquellas que cumplen los rangos de validez de cada uno de ellos, por ejemplo, estos tríos de números cuánticos no podrían representar a un orbital de un átomo: (0 , 0 , 0) (2 , 2 , 1) (3 , 1 , 2)

  

n no puede tomar el valor de 0 l no puede tomar el valor 2 si n toma el valor de 2 m no puede tomar el valor 2 si l toma el valor de 1

Cuando n = 1 sólo existe un orbital, el (1,0,0) ó 1s. n =1 → l = 0 → m = 0

(1 , 0 , 0) → 1s

Para n = 2 existen cuatro orbitales, de acuerdo con el rango de validez de los números cuánticos:

→ l = 0 → m = 0  → m = −1  n=2   1 l → = → m = 0    → m = 1 

(2 , 0 , 0) (2 , 1 , − 1) (2 , 1 , 0) (2 , 1 , 1)

→ 2 px

(3 , 0 , 0)

→ 3s

→ 2s → 2py → 2py

y para n = 3 serán 9 orbitales posibles:

 →l =0→m =0    → m = −1   → l = 1 → m = 0   → m = 1   n=3   → m = −2    → m = −1   → l = 2 → m = 0  → m = 1    → m = 2  

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(3 , 1 , − 1) (3 , 1 , 0) (3 , 1 , 1)

→ 3py → 3py → 3px

(3 , 2 , − 2) → 3d xy (3 , 2 , − 1) → 3d yz (3 , 2 , 0) → 3d z (3 , 2 , 1) → 3d xz (3 , 2 , 0) → 3d x − y 2

2

2

El átomo

En cada capa "n" hay n² orbitales. Compruébalo para n=4 y n=5.

Nº cuántico principal “n” 1 2 1 4 Nº de orbitales

3 4 5 ... n 9 16 25 … n2

Los orbitales designados por una misma letra son parecidos, así los 1s son parecidos a los 2s, pero como n es mayor los orbitales son más grandes. A continuación tienes una representación gráfica de algunos de los orbitales atómicos antes descritos:

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En 1928, Dirac, al combinar la teoría cuántica con la teoría relativista, introdujo un cuarto número cuántico para designar al electrón: iv) número cuántico de Spín "s" ≡ +½ ,-½ Clásicamente representa el movimiento de rotación del electrón alrededor de sí mismo. El electrón, como carga eléctrica en movimiento, crea un campo magnético que puede ser del mismo sentido o de sentido opuesto a otro campo magnético externo. Al poder tener sólo dos sentidos de giro sobre sí mismo, "s" sólo podrá tomar 2 valores +½ y -½. Los electrones de spines opuestos, como dos imanes colocados paralelamente y de sentido opuesto, se atraen, compensando las fuerzas de repulsión electrostática, quedando éstos apareados. Por otro lado, los electrones de spines paralelos, al igual que dos imanes colocados paralelamente y en el mismo sentido, se repelen. Es imposible aparear dos electrones del mismo spín por las repulsiones de las fuerzas eléctrica y magnética. Para determinar a un electrón, hay que indicar el orbital atómico en el que se encuentra y su spín, es decir, hacen falta cuatro números cuánticos:

Como en cada capa hay n² orbitales, en cada una de ellas cabrán un máximo de 2n² electrones:

Nº cuántico principal “n” 1 2 3 4 5 ... n 1 4 9 16 25 … n2 Nº de orbitales 2 8 18 32 50 … 2n2 Nº de electrones 3.7.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica. La mecánica cuántica se basa en asignar una función de onda a los electrones de los átomos para describir su movimiento y estado energético. Dicha función de ondas, se puede escribir para todos los átomos plurielectrónicos, pero sólo se ha podido resolver para el átomo de hidrógeno dada su sencillez (sólo un protón en el núcleo y un electrón en la corteza). Esta imposibilidad en la resolución de la función de onda, surge de la gran complejidad matemática que resulta debido a la interacción de varios electrones y protones entre sí, por eso, se han tenido que resolver mediante aproximaciones.

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El átomo

3.7.4.- Configuraciones electrónicas. Una vez conocidos los orbitales atómicos de un átomo, sólo nos hace falta saber cómo son ocupados éstos por los electrones en estado fundamental o de mínima energía. A este proceso se le llama hallar la configuración electrónica de un átomo. Para ello, hay que seguir una serie de reglas: 1ª.- Cada orbital puede tener, como máximo, dos electrones con spines antiparalelos. En un átomo no pueden haber dos e- con los cuatro números cuánticos iguales (principio de exclusión de Pauli). 2ª.- Los orbitales se llenan empezando por el de menor energía y siguiendo por los demás en orden creciente (principio de aufbau). Dicho orden es el siguiente:

3ª.- Al ocupar los orbitales degenerados (de energías equivalentes), cada uno de ellos ha de estar ocupado por un electrón antes de asignar un segundo electrón a cualquiera de ellos. Los spines de estos electrones deben ser iguales (regla de la máxima multiplicidad de Hund). Por ejemplo, la configuración electrónica del Azufre sería:

S (Z=16): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 , 3p4 la del ion sodio Na+ (al tener carga +1, tendrá un electrón menos):

Na+ (Z=11):

1s2 , 2s2 , 2p6

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la del hierro:

Fe (Z=26): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 , 4s2 ,

3d6

y la del bromo:

Br (Z=35): 1s2, 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 ,4s2 ,

3d10 ,

4p5

La configuración electrónica sirve para conocer los e- que hay en la última capa, y ésto es muy importante ya que, átomos de configuración electrónica de última capa similar tienen propiedades químicas parecidas. De hecho, la ordenación de los elementos en el sistema periódico actual se basa en las configuraciones electrónicas.

3.8.- Evolución histórica del Sistema Periódico. A medida que a principios del siglo XIX se fueron descubriendo más sustancias que se identificaron como elementos, los investigadores dispusieron de datos cada vez más abundantes, y observaron que las propiedades de algunos eran muy semejantes. La primera clasificación de los elementos que se propuso fue la de metales y no metales. Más adelante se observó que podían establecerse grupos de tres elementos con propiedades muy similares de tal manera que el peso atómico del intermedio fuese aproximadamente igual a la media de los otros dos. Esta fue la llamada clasificación por "triadas", por ejemplo: cloro-bromo-iodo, azufre-selenio-teluro, calcio-estroncio-bario, etc ... Se siguió la búsqueda de un sistema de ordenación mejor y en 1864 Newlans encontró, agrupando las triadas en forma vertical de modo que cada elemento siguiese en sentido horizontal un orden creciente de pesos atómicos correlativos, la denominada "ley de las octavas", es decir, que tenían propiedades diferentes 8 elementos y el noveno coincidía con las propiedades del primer grupo. No obstante a partir del K esta regla dejaba de cumplirse, motivo por el cual se desestimó. En 1869 Mendeleiev consideró correcto el sistema de Newlans y argumentó que los períodos no tenían porque ser de la misma longitud. Lo importante fue que Mendeleiev postuló que las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos. Mendeleiev ordenó los elementos en 7 filas horizontales y 8 verticales con subdivisiones dentro de cada cuadro cuando era necesario. Con algunas modificaciones, éste es el sistema periódico vigente en nuestros días. La clasificación periódica de los elementos tuvo gran importancia en aquella época ya que se pudo predecir la existencia de algunos elementos aún no descubiertos así como sus propiedades, gracias a que Mendeleiev dejó vacantes algunos lugares para mantener la correlación de las propiedades. Así se descubrió el ekaboro, (escandio), el ekaluminio, (galio) y el ekasilicio, (germanio) entre otros.

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El átomo

Los principales inconvenientes de la tabla de Mendeleiev eran los siguientes: a)

La ordenación por pesos atómicos presentaba algunas discrepancias. Así Ar-K, Co-Ni, Te-I, quedan colocados en orden inverso para mantener la correlación de las propiedades. Hoy se ordenan los elementos no por pesos atómicos, sino por los números atómicos, con lo que estos pares quedan perfectamente ordenados y ésto es lógico porque el número atómico es un factor determinante en la configuración electrónica de última capa del elemento y por lo tanto de sus propiedades. b) El Hidrógeno carecía de ordenación adecuada aunque se le colocaba con los metales alcalinos. c) Los metales y no metales no estaban bien diferenciados, por ejemplo el Pb y el C son metal y no metal estando en la misma columna. d) Un gran número de elementos, (lantánidos y actínidos), no tenían cabida en el sistema periódico. En la versión actual estos inconvenientes se han solucionado colocando los lantánidos y actínidos en una zona aparte y la clasificación entre metales y no metales ha ido perdiendo interés. En la tabla periódica actual cada elemento se caracteriza por su fila y su columna. Las filas se denominan periodos, (hay 7 periodos, 3 cortos y 4 largos), y las columnas son grupos. Cada grupo tiene un nombre característico.

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3.9.- Estructura electrónica y sistema periódico. Es interesante ver como varían las configuraciones electrónicas dentro del mismo grupo o de un mismo periodo en el Sistema Periódico. Dentro de un mismo grupo todos poseen la misma estructura en el último nivel de energía. Como veremos en el tema siguiente, la semejanza de propiedades químicas dentro de un mismo grupo se debe a esta característica. En un periodo cada elemento se diferencia del anterior en que tiene un e- más. Esta diferencia es suficiente para un cambio radical en las propiedades. Viendo la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica se puede hallar su configuración electrónica:

Hay algunas excepciones. Por ejemplo el Cr (Z=24) debería ser 4s2 3d4 y, sin embargo, en realidad es 4s1 3d5 debido a que los orbitales 4s y 3d son de energías muy parecidas y la energía debida al desapareamiento de los e- compensa. Lo mismo les ocurre a los que poseen 9 een los 5 orbitales d. A la vista de todo ello, podemos clasificar los elementos en 4 categorías: a) Elementos “normales” - ns1 ns2 np1 ........np5 cada uno de estos grupos o familias de elementos tienen un nombre característico: ns1 – alcalinos (excepto el Hidrógeno). ns2 – alcalinotérreos. np1 – térreos. np2 – carbonoideos. np3 – nitrogenoideos. np4 – anfígenos. np5 – halógenos.

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b) Elementos de transición - ns2 (n-1)d1 ... ns (n-1)d10 c) Elementos de transición interna - ns2 (n-1)d1 (n-2)fy el nivel f presenta un llenado irregular. d) Gases nobles - ns2 np6 (excepto el He que es 1s²).

En la dirección de la siguiente página web podrás encontrar más información sobre las configuraciones electrónicas y sus irregularidades a lo largo del Sistema periódico: http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.php

3.10.- Tabla periódica y las propiedades físicas y químicas. 3.10.1.- Propiedades eléctricas. Los elementos situados a la izquierda de una diagonal formada por B, Si, Ge, As y Te, son conductores de la electricidad y se llaman metales. Son elementos con pocos electrones en la última capa, que tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble quedándose, por tanto, cargados positivamente formando cationes.

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Los elementos de la derecha no son conductores y se llaman no metales. Son elementos con muchos electrones en la última capa y que tienen tendencia a ganar para completarla cargándose negativamente formando aniones. Los elementos de la diagonal se llaman semimetales. La clasificación no es tan clara en las proximidades de la diagonal.

3.10.2.- Energía de ionización. La energía de ionización, o también llamada potencial de ionización, es la mínima energía necesaria para arrancar a un átomo en estado gaseoso su electrón más externo (el más débilmente unido a él). Las ecuaciones que rigen este proceso son: X (g) + EI1



X+ (g)

1ª Energía de ionización

X+ (g) + EI2



X+2 (g)

2ª Energía de ionización

X+2 (g) + EI3



X+3 (g)

3ª Energía de ionización

se puede comprobar que: EI1 < EI2 < EI3 ya que costará menos arrancar un electrón a un átomo neutro que a un átomo cargado positivamente, con defecto de electrones. Hay que tener en cuenta que en el momento en el que se vacía una subcapa, y se separa el primer electrón de la subcapa inmediatamente inferior, se produce un salto pronunciado de la energía de ionización, por ejemplo:

Elem Z Na 11 Mg 12 Al 13

Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

EI1 5,1 7,6 6,0

EI2 47,3 15,0 18,2

EI3 71,7 80,1 28,4

EI4 98,9 109,3 120,4

los valores están dados en eV (electrón-voltios), que es la energía de un electrón acelerado a través de una diferencia de potencial de un voltio y que equivale a 1'602.10-19 J. Influyen tres factores en la energía de ionización: a) Número atómico: a mayor número atómico, (más protones), mayor será la energía necesaria para ionizarlo. b) Radio atómico: a mayor distancia la fuerza de atracción entre el núcleo y el edisminuye y, por lo tanto, la energía de ionización disminuirá, ya que será más fácil arrancarlo. c) Orbitales atómicos completos o semicompletos, ya que dan estabilidad al átomo y por lo tanto costará más arrancarle un electrón.

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por estas tres razones, con algunas excepciones, la energía de ionización varía a lo largo del Sistema Periódico de la siguiente manera: a) En un grupo aumenta hacia arriba debido a que al pasar de un elemento al inferior, contiene una capa más y por lo tanto, los electrones de la capa de valencia, al estar más alejados del núcleo, estarán menos atraídos por él y costará menos energía arrancarlos. b)

En un mismo período, en general, aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha, ya que los elementos allí situados tienen tendencia a ganar electrones y por lo tanto costará mucho más arrancarlos que a los de la izquierda que, al tener pocos electrones en la última capa les costará mucho menos perderlos.

3.10.3.- Afinidad electrónica. La afinidad electrónica o electroafinidad es la energía generalmente desprendida cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón transformándose en un ión negativo. La ecuación química que la representa es: X (g) + e-



X- (g) + AE1

1ª afinidad electrónica

X- (g) + e-



X-2 (g) + AE2

2ª afinidad electrónica

X-2 (g) + e-



X-3 (g) + AE3

3ª afinidad electrónica

mientras que la AE1 es generalmente una energía desprendida, es decir, negativa, la AE2 es siempre energía absorbida, ya que el segundo electrón a captar es repelido por el anión formado al haber captado ya el primero. El hecho de que la primera energía de afinidad electrónica sea generalmente una energía desprendida, significa que el anión formado es más estable que el átomo neutro. Esta situación es bastante probable para los elementos situados a la derecha de la tabla periódica (a excepción de los gases nobles) ya que estos tienen tendencia a ganar electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble. Por el contrario, los situados a la izquierda, tendrán una baja afinidad electrónica ya que lo que tienen tendencia es a perder electrones y no a captarlos. En un grupo suele aumentar a medida que disminuye el número atómico, ya que al ser átomos más pequeños, el electrón que se capta queda más influenciado por la cercanía del núcleo.

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Resumiendo, la variación de la afinidad electrónica a lo largo del sistema periódico es similar a la del potencial de ionización, sin embargo existen más irregularidades.

3.10.4.- Electronegatividad. Es un concepto que trata de sintetizar los dos anteriores. Mide la tendencia que posee un átomo para atraer hacia sí el par, o los pares, de electrones que comparte con otro a través de un enlace covalente. Varía igual que el P.I. a lo largo del Sistema Periódico. Los gases nobles quedan excluidos de esta tendencia, ya que su electronegatividad es prácticamente nula, debido a su dificultad para formar enlaces covalentes, ya que al tener la última capa completa, no tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones. El elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo el Cesio. La electronegatividad está relacionada con el carácter metálico o no metálico de un elemento; así, los elementos de alta electronegatividad serán No metales y los de baja electronegatividad metales.

3.10.5.- Radio atómico e iónico. El principio de incertidumbre de Heisemberg indica que es imposible saber con precisión y simultáneamente la posición y velocidad de un electrón en el interior de un átomo. Como consecuencia de ello, hemos definido los orbitales atómicos como zonas del espacio donde es probable encontrar al electrón con un determinado estado energético, por lo que no tienen un límite definido, por lo que se hace difícil conocer con precisión el radio de un átomo o un ión. El método más efectivo para medir el radio de un átomo consiste en determinar, por difracción de rayos X, la distancia internuclear que existe dos elementos que forman un enlace covalente simple en estado gaseoso y dividirla por la mitad, tal y como muestra la figura de la derecha. En el caso de los elementos metálicos, la distancia internuclear se determina por el mismo procedimiento pero sobre la estructura cristalina de la sustancia metálica. El radio atómico crece de arriba a abajo dentro de un mismo grupo, ya que aumenta el número de capas internas y por lo tanto será de mayor tamaño, y aumenta de derecha a izquierda en un mismo período debido a que los e- se van colocando en el mismo nivel (a la misma distancia del

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núcleo aproximadamente) y la fuerza de atracción entre los e- y el núcleo es más fuerte a medida que aumenta el número de protones, por tanto, el volumen es menor. Sin embargo, en los períodos largos, esta atracción es compensada por el llamado efecto de apantallamiento de los e- que consiste en que a medida que se van llenando los niveles periféricos, las repulsiones entre los e- aumentan, con lo que los e- periféricos no experimentan tanta atracción por el núcleo. y quedan más sueltos aumentando, por lo tanto, el radio del átomo.

Cuando un elemento gana o pierde electrones, se transforma en un ión y el valor de su radio será diferente. La determinación de dichos radios iónicos se hace de manera similar a los radios atómicos pero sobre estructuras cristalinas de compuestos iónicos, formados, como veremos, por iones perfectamente ordenados para maximizar las atracciones entre ellos y minimizar las repulsiones. La distancia que hay entre dos núcleos de dos iones adyacentes en un cristal iónico, es la suma de sus radios iónicos, tal y como muestra la figura de la izquierda: a) El radio de un catión, ión positivo, es menor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al ser menor el número de electrones, aumenta la carga efectiva del núcleo que atraerá más a los electrones restantes por lo que su tamaño disminuirá. b) El radio de un anión, ión negativo, es mayor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al tener un electrón más, la carga efectiva del núcleo disminuirá y habrá una mayor repulsión entre los electrones, por lo que el radio aumentará. Un caso especial supone la comparación del radio de especies que tienen el mismo número de electrones, por ejemplo: Na+ Ne F-

Z = 11  Z = 10  Z= 9 

11 protones y 10 electrones 10 protones y 10 electrones 9 protones y 10 electrones

Podríamos pensar que al tener las tres especies el mismo número de electrones, deberían tener el mismo volumen, sin embargo no es así, ya que el número de protones que hay en el núcleo no es el mismo. La especie Na+, por el hecho de tener más protones en el núcleo (11), atraerá con más fuerza a los 10 electrones y por lo tanto será el más pequeño, mientras que el Fserá más grande, es decir: Na+ < Ne < F-

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3.10.6.- Estados de oxidación. Los estados de oxidación (valencias), están en relación con la configuración electrónica de los elementos, por lo tanto, también variaran de forma periódica. Los estados de oxidación más importantes corresponden a la pérdida o ganancia de epara conseguir una configuración electrónica de gas noble, (ocupación total de los orbitales s y/o p). Ejemplo:

Na

tenderá a perder 1 e- quedando como Na+



2s2 2p6 3s1



2s2 2p6

Un caso interesante es el de los elementos del grupo IIIa, que tienen una configuración electrónica ns² np1. En teoría los cationes más estables serían los formados por la pérdida de 3 e-, Al+3, Ga+3, lo que es cierto, pero a medida que aumenta el número atómico, aumenta la tendencia a eliminar sólo el e- p, hasta el punto que en el Tl la valencia más importante es +1. En otros grupos ocurre lo mismo, Pb+2 es más estable que Pb+4, mientras que el Si y el Ge actúan siempre como tetravalentes. A partir del grupo Va se advierte la tendencia de los elementos a formar iones negativos sobre todo en los elementos superiores; N y P captan 3 e- para adquirir configuración electrónica de gas noble, sin embargo, en el As este estado de oxidación no tiene importancia y en el Bi ni siquiera existe. Para los elementos de transición este estudio es mucho más complejo debido a la gran variedad de estados. El estado máximo de oxidación corresponde al catión con carga positiva igual al número del grupo al que pertenece, por ejemplo Cr+6, (VIb). Los estados de oxidación inferiores son más estables en el primer periodo largo, (Fe+2, Fe+3), y a medida que bajamos en el grupo, el estado de oxidación mayor se hace más estable: Grupo VIb:

Cr Mo W

  

Presenta principalmente +3 Presenta +4; y +7 sólo en raras ocasiones Principalmente +6

Una excepción a todo ésto son los grupos Ib y IIb. A continuación, (en la página siguiente) te presentamos una tabla periódica con algunas de las propiedades que te hemos comentado.

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a) Modelos atómicos

125.- ¿Qué experimentos y observaciones condujeron a la conclusión de que los átomos, al contrario de lo que se admitió en la hipótesis de Dalton, no son indivisibles? 126.- Explica por qué el experimento de Rutherford obligó a desechar el modelo de Thomson. 127.- ¿Cual es la principal limitación del modelo atómico de Rutherford? 128.- ¿Cómo subsanó el modelo de Bohr las limitaciones del modelo de Rutherford? 129.- ¿Qué diferencia hay entre la órbita de Bohr y el orbital del modelo cuántico del átomo? 130.- Haz un gráfico de energías de los distintos niveles del átomo de hidrógeno y explica la emisión de energía del átomo excitado. 131.- ¿Cuánta energía se necesita para ionizar un átomo de hidrógeno en el que el electrón se encuentra en la órbita n=5 de Bohr? (Dato: Ctte de Rydberg Rh = 109.678 cm-1) 132.- A partir de la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno, calcular la longitud de onda de las tres primeras líneas de la serie de Balmer y el límite de esta serie. 133.- En el espectro del átomo de hidrógeno se conoce una línea de longitud de onda 1216 A°. Sabiendo que pertenece a la serie de Lyman ¿a que transición pertenece?. Toma como dato la constante de Rydberg. 134.- Calcular la longitud de onda asociada a la molécula de hidrógeno moviéndose a una velocidad de 1840 m/s. Datos: Ar(H) = 1 uma , h = 6'67.10-34 J.s 135.- Calcular la onda asociada a una pelota de tenis de 150 gr de masa que posee una velocidad de 15 m/s. Hágase lo mismo para un electrón de velocidad 2'18.107 m/s. Comparar los resultados e indicar lo que nos sugieren. 136.- Que el átomo está cuantizado quiere decir: a) que es algo fantástico y poco real nuestro conocimiento sobre el mismo. b) que está constituido por núcleo y corteza. c) que la energía de los electrones sólo puede tener determinados valores. d) que su tamaño es pequeñísimo. (Señala las respuestas correctas).

b) Números cuánticos 137.- Indica los números cuánticos representativos de los orbitales: a) 3py b) 2s c) 1pz d) 4dxy e) 5px

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138.- Un electrón se encuentra en un orbital 3d. ¿Cuáles son los posibles valores de sus números cuánticos n, l y m? 139.- Explicar la información que suministra la expresión (3,2,0,-½) para un electrón del átomo de hidrógeno. 140.- Un alumno afirma que en un orbital 2s puede haber 3 electrones ¿es esto cierto? 141.- ¿Pueden existir orbitales del tipo 2d?. Justifica la respuesta. 142.- ¿De qué manera se puede arrancar un electrón de un átomo, para convertirlo en el ión positivo correspondiente? ¿Qué sucedería en el proceso inverso? 143.- ¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser un electrón 3s? ¿Qué sucede cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s? 144.- Escribir los números cuánticos correspondientes a: 1) un orbital 4d, 2) un electrón en un orbital 3s. 145.- ¿Qué propiedad de un átomo impide que todos sus electrones se sitúen en el nivel n = 1 de más baja energía? 146.- ¿Por qué el número de elementos del quinto período es 18? 147.- ¿Por qué se desvían tanto de ser números enteros las masas atómicas de muchos elementos? Pon un ejemplo que aclare la respuesta.

c) Configuraciones electrónicas 148.- Indicar cómo difieren entre sí los electrones de mayor energía, en cada uno de los átomos de los siguientes elementos: a) Na b) B c) N d) Mg 149.- Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A y B: A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1 Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando la respuesta: a) A y B representan dos elementos distintos. b) Se necesita energía para pasar de A a B. c) A representa al átomo de sodio d) Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B. 150.- Escribir las demás estructuras equivalentes al estado fundamental del átomo de carbono, además de la 1s2, 2s2, 2px1, 2py1 151.- Indicar a qué grupo y periodo pertenece el elemento cuya configuración electrónica es: 6s2, 4f14, 5d10, 6p3. ¿Podrías decir de qué elemento se trata y algunas de sus propiedades?.

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152.- Para los 100 primeros elementos del sistema periódico, indicar para cuantos de ellos puede escribirse en su estado fundamental: (Razona la respuesta) a) una configuración electrónica con uno o más electrones 1s. b) una configuración electrónica con uno o más electrones 2p. c) una configuración electrónica con uno o más electrones 3d. 153.- Escribe la configuración electrónica del neón e indica dos iones que tengan igual configuración que dicho gas. 154.- Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes: F-, O-2, Na+, Mg+2. 155.- ¿Por qué se define el número atómico de un elemento en función del número de protones del núcleo y no en función del número de electrones? 156.- ¿A qué llamamos isótopos? ¿y especies atómicas isoelectrónicas? pon ejemplos. 157.- ¿Qué significa estado fundamental del átomo? ¿Qué sucede cuando un átomo que se encuentra en estado excitado vuelve a su estado fundamental? ¿Es posible que el electrón más externo del potasio se encuentre en un orbital 4p o 3d? ¿En qué condiciones si hay alguna podría lograrse esto? 39

158.- Un átomo determinado se representa por 19X . Indica: a) número atómico; b) número másico; c) número de electrones; d) número de protones; e) masa atómica aproximada; f) configuración electrónica; g) ¿es metal o no metal? h) período y grupo a los que pertenece; i) tipo de ión que formará; j) alguna propiedad. 159.- Escribe la configuración electrónica del As ( Z = 33 ) e indica en que principios o reglas te apoyas. 160.- Escribe la configuración electrónica del Cu ( Z = 29 ). 161.- Escribe la configuración electrónica del Mo ( Z = 42 ). 162.- ¿Es posible que la configuración electrónica de un átomo sea 1s2 2s2 2p4 4s1? 163.- El número de protones de los núcleos de 5 elementos son: ELEMENTO A B C D E 2 11 9 12 13 PROTONES Indica qué elemento: a) es un gas noble, b) es el más electronegativo, c) es un metal alcalino, d) es un gas, e) presenta estado de oxidación negativo, f) forma un nitrato de fórmula X(NO3)2. d) Propiedades periódicas 164.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su energía de ionización: Na, Be, Mg y K. Utiliza como datos sus números atómicos.

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El átomo

165.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su radio atómico: Na, O, F, y Mg. 166.- Ordena menor a mayor los siguientes iones y elementos según su volumen: O-2, Ne y Na+. 167.- Ordena de menor a mayor según sus energías de ionización: Ca, Rb, Mg, Li. 168.- ¿Cual de los siguientes átomos posee un mayor radio?¿y menor? Ar, Cs, P, Mg, Cs, Ra. 169.- Las tres especies H, He+ y Li+2, poseen un solo electrón. Señalar cual de ellos poseerá mayor radio y mayor energía de ionización. 170.- Explica como son (altas-bajas) las energías de ionización de los gases nobles. 171.- Razona cómo ha de ser la segunda energía de ionización del Na con respecto a la segunda energía de ionización del Mg: a) mayor, b) menor, c) igual 172.- ¿Qué es la energía de ionización? ¿Qué elementos tienen energías de ionización altas y cuales bajas, teniendo en cuenta su configuración electrónica? 173.- Indica algún criterio desde el punto de vista electrónico que nos permita diferenciar un elemento metálico de otro que no lo es. 174.- ¿Cómo varía el radio atómico de los elementos en un grupo? ¿y en un periodo? 175.- Los iones F- y Na+ poseen el mismo número de electrones, pero el radio del F- es mayor que el de Na+. Explica a que es debida esta diferencia. 176.- Dados los siguientes elementos: Na, Mg y Rb, ordenarlos de mayor a menor energía de ionización. Justificar la respuesta. 177.- Ordenar según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S-2, K+, Cl, Li+. 178.- Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones sobre el átomo de neón y al ión óxido: a) ambos poseen el mismo número de electrones. b) tienen el mismo número de protones. c) el radio del ión óxido será superior al del átomo de Neón. 179.- Indica cuál es en cada uno de los grupos siguientes el elemento que tiene mayor carácter metálico: a) Cl, Ca, As; b) Al, Si, P; c) Ga, Tl, B. 180.- Usando los grupos que se han dado en la cuestión anterior contesta las siguientes cuestiones: a) ¿Qué elemento del grupo a tiene más probabilidad de presentar un número de oxidación negativo en sus compuestos? b) En el grupo b ¿qué elemento es el que es más probable que posea el potencial de ionización más bajo? c) ¿Cuál de los elementos del grupo b cabe esperar que posea la máxima electronegatividad?

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181.- ¿Qué elemento de cada uno de los siguientes pares debe esperarse que tenga la mayor electronegatividad? a) C, Cl; b) S, O; c) Mg, Se; d) Sb, F; 182.- Las configuraciones electrónicas de varios elementos son las siguientes: a) 1s; b) 1s22s1; c) 1s22s22p1; d) 1s22s2. Ordenarlos en el sentido de sus radios atómicos crecientes, justificando la ordenación propuesta. 183.- Los potenciales de ionización del carbono, nitrógeno y oxígeno son 11.3, 14.5 y 13.6 eV respectivamente. Nótese que el del nitrógeno es anormalmente alto y que en el oxígeno se produce una disminución. Explica este resultado. 184.- a) En general, qué elementos tienen mayores valores de sus potenciales de ionización, ¿los metales o los no metales? b) ¿Cuál es el motivo de que estos elementos posean potenciales de ionización altos? 185.- Escribe la configuración electrónica de los elementos con número atómico: 38, 11, 14, 35 y 54 y contestar a las siguientes cuestiones: a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? b) ¿qué estados de oxidación serán los más frecuentes? c) ¿cuáles son metales y cuáles son no metales? d) ¿qué elemento es el más electropositivo y cuál el más electronegativo? 186.- La configuración electrónica de la capa externa de un elemento es: 5s25p5. Indica: si se trata de un metal o un no metal, a qué grupo de la T.P pertenece y cuál es su símbolo. Indica dos elementos que tengan mayor energía de ionización y otros dos de menos energía de ionización que el dado; formula un compuesto iónico y otro covalente en que intervenga este elemento. 187.- El número atómico de dos átomos A y B es 17 y 20 respectivamente. a) escribe su configuración electrónica fundamental y el símbolo de cada uno. b) escribe el símbolo del ión más estable de cada uno. c) ¿cuál es el de mayor radio iónico? ¿qué tipo de sustancia se puede formar al reaccionar ambos elementos?. Razona la respuesta. 188.- Dados los siguientes elementos: K (Z = 19), S (Z = 16) y Cl (Z = 17). Ordénalos en orden creciente de: a) radio atómico y b) energía de ionización. 189.- Dados dos átomos de hidrógeno, en uno de ellos el electrón está en el nivel n = 1 y en el otro en el nivel n = 4. Explica: ¿Cuál es la configuración electrónica de cada uno de ellos? ¿Qué nivel posee mayor radio?; ¿qué electrón posee menos energía?, ¿qué átomo tiene mayor potencial de ionización? 190.- Los números atómicos del Na, K y Rb son respectivamente 11, 19 y 37. a) Ordena dichos elementos en cuanto a su radio atómico y a su potencial de ionización discutiendo las razones que determinan cada ordenación. b) Dibuja un diagrama que represente las energías relativas de los distintos orbitales del ión potasio y su ocupación por electrones.

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