ALUMNO: AUTORA:

Prof. Ma. Laura Sanchez

Fisicoquímica 3ro ES

La estructura del átomo

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1.1 Evolución de las teorías atómicas 

Desde la antigüedad se ha discutido acerca de cómo está formada la materia, especialmente si es infinitamente divisible, o sea, si yo tengo un vaso de agua, lo divido por la mitad, esta mitad por la mitad, y así sucesivamente.. ¿Podré siempre seguir dividiendo infinitamente y seguiré teniendo agua, o habrá un límite para esta división? En el siglo VI a.c. los griegos Leucipo y Demócrito sostenían la idea de que la materia está constituida por pequeñas partículas a las que denominaron átomos (que significa sin división). A lo largo de la historia el modelo atómico fue evolucionando debido a distintos hallazgos experimentales. En 1803 John Dalton propuso la primer teoría atómica, algunos de sus postulados básicos son que la materia está constituida por partículas indivisibles e indestructibles: los átomos, que todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí y que los átomos no se crean ni se destruyen

En 1811, el químico italiano Amadeo Avogadro completó la teoría de Dalton explicando que las partículas que constituían las sustancias eran una combinación de átomos a los que denominó moléculas.

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En 1897 el físico inglés John Thomson descubrió partículas a las que llamó electrones y postuló el siguiente modelo de átomo: una esfera de electricidad positiva en la cual los electrones se disponen de manera que neutralizan su carga.

En 1899 el físico Ernest Rutherford analizó la radiación emitida por distintas sustancias e ideó un experimento que le permitió llegar a la conclusión de que el átomo posee un núcleo positivo, y fuera de éste girando en órbitas circulares a los electrones negativos. A su modelo atómico se lo denomina planetario por su semejanza con el sistema solar.

En 1913 el físico Niels Bohr desarrolló un modelo atómico que se basa en que cada electrón gira a una distancia determinada del núcleo relacionada con la energía que posee. Los electrones ganan o pierden energía cuando pasan de un nivel a otro. Los niveles más cercanos al núcleo poseen menos energía que los más alejados del mismo.

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1.2 Partículas subatómicas  El electrón  Fue la primer partícula identificada como subatómica, Thomson confirmó su existencia pero recién en 1909, el físico Robert Mílikan pudo determinar su carga eléctrica en -1,6 x 10-19 C y su masa en 9,109 x 10-28 g.

El protón  Fue identificado por Rutherford en 1919. Su masa es de 1,6726 x 10-24 g y su carga es igual al valor de la del electrón pero positiva.

El neutrón  En 1932 James Chadwick llamó neutrón a las partículas neutras de masa semejante a la del protón que descubrió dentro del núcleo atómico. Su masa es 1,6748 x 10-24 g.

Otras partículas subatómicas  A partir de la década del 60, mediante el uso de aceleradores de partículas, que son grandes máquinas que mediante campos magnéticos aceleran partículas hasta velocidades muy próximas a las de la luz, han surgido gran cantidad de nuevas partículas subatómicas, en 1963 Murray Gell-Man recibió el premio nobel por su postulado acerca de la existencia de otras partículas más elementales a las que llamó quarks y que se unen de a tres para formar protones y neutrones o de a dos para formar otro tipo de partículas como los piones y kaones.

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1.3 Numero atómico y número másico 

Se indica con la letra Z al número atómico de un elemento, e indica la cantidad de protones que tiene el mismo. Si el átomo se encuentra eléctricamente neutro, éste número también indica la cantidad de electrones del mismo.

Se indica con la letra A al número másico o número de masa de un elemento, indica el número total de partículas que se encuentran en el núcleo, o sea es la suma de protones más neutrones.

Si decimos que el Cl (Cloro) tiene z = 17 y A = 35 , entonces podemos saber que tiene 17 protones, 17 electrones, y en su núcleo tiene 35 entre protones y neutrones, como ya sabemos que 17 son protones, entonces deducimos que 35-17 = 18 son neutrones.

En la tabla periódica el número atómico y el número másico podemos encontrarlos:

Z=8 El oxígeno tiene 8 protones y 8 electrones A = 16 (15,99 se aproxima al entero más cercano) Protones + neutrones = 16 8 protones 16 - 8 = 8 neutrones

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Actividad  Completar el siguiente cuadro utilizando la tabla periódica de los elementos. Nombre Fósforo Bromo Potasio Cobre Yodo Oro

Símbolo

Z

A

protones neutrones

electrones

1.4  Isótopos  Como hemos visto cada elemento se diferencia del siguiente en la tabla periódica por su número atómico, o sea su cantidad de protones. Existen átomos que tienen la misma cantidad de protones, o sea pertenecen al mismo elemento, pero difieren en la cantidad de neutrones en su núcleo. O sea difiere su masa atómica. A estos átomos se los llama isótopos. Un ejemplo son los isótopos del elemento hidrógeno:

El protio tiene un protón en su núcleo y un electrón pero ningún neutrón. El deuterio tiene un electrón y en su núcleo un protón y un neutrón. El tritio tiene un electrón y en su núcleo tiene un protón y dos neutrones. Los tres elementos tienen número atómico Z = 1 , pero difieren en su número másico.

Protio A = 1 , Deuterio A = 2, Tritio A = 3. Prof. María Laura Sanchez 

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1.6  Masa atómica relativa  ¿Cuánto pesa un átomo? Debido al tamaño de los átomos es imposible el pesar individualmente uno de ellos, entonces fue necesario tomar un patrón de medida para comparar el peso de los átomos. Imaginemos que tengo una bolsa de bolitas y otra bolsa con pelotas de distintos colores y tamaños, si tengo una balanza de platillos puedo poner en un platillo una pelota y en el otro la cantidad de bolitas que lo equilibre, entonces no podré decir el peso de la pelota en gramos, o kilogramos, pero sí podré decir su peso en “bolitas”, por ejemplo podré decir: la pelota roja pesa 14 bolitas, la pelota verde pesa 5 bolitas, etc… Inicialmente se tomó el peso del átomo de hidrógeno como patrón para calcular los pesos atómicos de los otros elementos, luego se utilizó el oxígeno, y finalmente el carbono. A partir de 1961, se utiliza como unidad de medida de la masa atómica (u) ó (uma) a la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono. Las masas atómicas que figuran en la tabla periódica corresponden al promedio de las masas atómicas de los isótopos naturales de cada elemento, y para facilitar su uso suelen redondearse, así la masa de un átomo de H es 1,007825 u (se simplifica diciendo mH = 1u) Las masas moleculares relativas se calculan como las sumas de las masas atómicas relativas de los átomos que componen una molécula, así, la masa molecular del H2O será 2xmH + mO = 2 x 1 + 16 = 18

Actividad  Calcular las masas moleculares correspondientes a las siguientes sustancias utilizando la tabla periódica

CO2

NH3 Prof. María Laura Sanchez 

Na2S

N2O3

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1.7  Niveles de energía electrónicos  Como ya hemos visto, según el modelo de Bohr, los electrones se ubican en niveles determinados de energía, pero según el modelo actual, estos niveles no son lugares del espacio limitados (órbitas) sino que se reemplaza este concepto por el de orbital, como una región del espacio que rodea al núcleo donde hay más o menos probabilidades de que se encuentre el electrón. Los orbitales tienen una forma y un tamaño que dependen del conjunto de tres números denominados números cuánticos.

Número cuántico principal (n)  Está relacionado con la distancia radial media entre el electrón y el núcleo. Indica a qué nivel de energía pertenece, y adopta valores positivos y enteros a partir de 1.

Número cuántico secundario o azimutal (l)  Está relacionado con la forma del orbital, indica a qué subnivel pertenece el electrón. Pueden adoptar valores desde 0 hasta n-1 , y se les asocia una letra a cada valor, s,p,d,f y g para los valores 0,1,2,3 y 4 respectivamente.

Número cuántico magnético (m)  Está relacionado con la orientación espacial del orbital (ejes x, y, z). Los valores van desde –l hasta +l pasando por el cero. Por ejemplo si el número cuántico secundario es l=2 , entonces m puede valer: -2, -1, 0, 1, 2

Número cuántico del spin (s)  Este número se asocia con el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. Este puede adoptar dos valores posibles (horario y antihorario) +1/2 y -1/2 Estos cuatro números definen al electrón, serían como el DNI del mismo, y dentro de un mismo átomo no puede haber dos electrones con los mismos números cuánticos.

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N 1

l 0

m 0

S +1/2

1

0

0

-1/2

2

0

0

+1/2

2

0

0

-1/2

2 2 2 2 2 2

1 1 1 1 1 1

-1 -1 0 0 1 1

+1/2 -1/2 +1/2 -1/2 +1/2 -1/2

En el nivel 1 subnivel s (0) caben dos electrones En el nivel 2 subnivel s (0) caben dos electrones En el nivel 2 subnivel p (1) caben seis electrones

Como muestra el cuadro, en el nivel 2 caben en total ocho electrones, dos en el subnivel s y seis en el subnivel p.

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Actividad 1  ¿Cuántos electrones caben en el nivel 3? Realice un cuadro como el anterior con todas las combinaciones posibles para los números cuánticos del nivel 3, e indique cuántos electrones caben en cada subnivel y cuántos en total.

Actividad 2  ¿Cuáles son los números cuánticos correspondientes a cada electrón para un átomo que posee 5 electrones?

1.8  Configuración electrónica  Utilizando los números cuánticos, puede escribirse de una forma más sencilla el estado energético de los electrones de un átomo siguiendo las siguientes reglas o principios:

Principio de exclusión de Pauli Dos electrones de un átomo no pueden presentar idénticos valores para sus cuatro números cuánticos

Principio de mínima energía Los electrones en un átomo ocupan los niveles y subniveles de menor energía posible.

Regla de Hund Los electrones no completan un mismo orbital de un subnivel mientras existan orbitales vacíos en ese subnivel.

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Ejemplos: 

Hidrógeno (1 electrón) 1 s1

( 1 significa que tiene un electrón en el subnivel s del nivel 1)

↑

Helio (2 electrones) 1 s2

( 2 significa que tiene dos electrones en el subnivel s del nivel 1,

↑↓

las flechas una hacia arriba y la otra hacia abajo indican los distintos sentidos de giro, o sea nros. de spin)

Litio (3 electrones) 1 s2

2 s1

↑↓

↑

(tiene dos electrones en el primer nivel y uno en el segundo)

Nitrógeno (7 electrones) 1 s2

↑↓

2 s2

↑↓

2 p3

↑

↑

(los tres electrones que ocupan el subnivel p

↑

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del nivel 2, se encuentran según la regla de Hund con iguales spines)

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Según el principio de mínima energía los electrones deben completar niveles de menor valor energético primero, pero sucede que la diferencia de energía entre los primeros niveles es mucho mayor que entre los últimos, por lo que ocurre que algunos subniveles de un nivel mayor poseen menos energía que los de un nivel menor y entonces se llenan primero, por ejemplo el subnivel 4s es menos energético que el 3d, entonces la configuración electrónica del potasio, que posee 19 electrones es la siguiente:

1 s2

2 s2

2 p6

3s2

3p6

4s1

(en vez de terminar en 3d1)

Para recordar cuál es el orden creciente de energía para los niveles y subniveles es útil el siguiente diagrama, conocido como la “regla de las diagonales”-

O sea, el orden en el que se completan los orbitales es : 1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

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5s

4d

5p

6s

4f

5d

6p

7s

5f

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6d 7p

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Conociendo la configuración electrónica de un elemento, podremos decir por ejemplo cuántos electrones tiene en cada nivel, cuántos tiene en total, etc..

Ejemplo: Dada la siguiente CE 1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

3d10

4p1

Podemos decir que: el elemento tiene dos electrones en el primer nivel, que tiene 8 electrones en el segundo nivel, que tiene 18 electrones en el tercer nivel , que tiene 3 electrones en su último nivel que es el cuarto. Y que tiene 31 electrones en total.

Actividades:  1. Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos, marcar con una cruz los que no son posibles y explicar por qué.

a) n=3

l=3

m=0

s= -1/2

b) n=2

l=1

m=0

s= -1/2

c) n=1

l=0

m=1

s= -1/2

d) n=2

l=1

m= -1

s= -1/2

e) n=3

l=1

m= -2

s= -1/2

2. Escribir la configuración electrónica y representar las cajas cuánticas de los elementos que poseen: a) 15 electrones b) 20 electrones c) 27 electrones d) 56 electrones e) 49 electrones Prof. María Laura Sanchez 

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3. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas, indicar: cantidad de electrones de cada nivel, cantidad de electrones en total, número del nivel de mayor energía y cantidad de electrones en el mismo.

a)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

b)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

c)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3

d)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

5s2

4d10

5p6

6s2

4f3

e)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

5s2

4d10

5p6

6s2

4f14

5s1

5d2

1.9  Tabla Periódica  Si uno quiere ubicar en una biblioteca todos los libros que posee en la casa, seguramente los miembros de la familia tendrían distintas opiniones sobre cómo deberían agrupar a los mismos, cada grupo de libros tendría algo en común que los identifique para estar en un estante y no en otro. A lo largo del tiempo, los químicos han tratado de agrupar a los elementos y de elegir el mejor criterio de manera de agrupar los elementos con propiedades químicas similares. A principio del 1800 se encontraron tríadas (grupos de tres) de elementos con propiedades similares, que además presentaban la particularidad de que peso atómico de uno de ellos coincidía con el promedio del peso atómico de los otros dos. En 1864 John Newlands ordenó los elementos que se conocían hasta la fecha según el valor creciente de sus pesos atómicos y observó que había propiedades que se repetían cada ocho elementos. En 1869 Dimitri Mendeleiev logró ordenar a los elementos en orden creciente de pesos atómicos y de manera que los que tuvieran propiedades similares quedaran en la misma columna.

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Su tabla presentaba lugares vacíos ya que algunos elementos no habían sido descubiertos aún, a lo largo de los años estos “huecos” fueron completándose hasta llegar a la tabla actual. Una primera gran división de los elementos de la tabla periódica podría ser la de los metales y los no metales, separados de la siguiente manera:

Existen algunos elementos cercanos a la línea que los separa como el germanio y el antimonio que presentan propiedades intermedias entre los metales y los no metales por eso reciben el nombre de metaloides. La tabla periódica está dividida en filas horizontales, llamadas períodos y en columnas verticales llamadas grupos. Los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades similares, y forman familias que reciben nombres por ejemplo el grupo 1 se llaman metales alcalinos, el grupo 2 alcalinotérreos, el 17 halógenos, el 18 gases nobles. El resto suele llamarse familia de “el nombre del primer elemento del grupo” por ejemplo familia del carbono. Si relacionamos la configuración electrónica de los elementos con su ubicación en la tabla periódica, podemos observar que: Los elementos cuya configuración electrónica termina en s1 se ubican en el grupo 1, los que terminan en s2 se ubican en el grupo 2, los que terminan en p se ubican en los grupos 13 al 18, los que terminan en d en los grupos 3 al 12.

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Además podemos observar en la configuración electrónica que el último nivel con electrones coincide con el periodo del elemento. Los elementos del bloque s y del bloque p se denominan representativos. Los elementos del bloque d se denominan de transición. Los elementos del bloque f se denominan de transición interna.

Ejemplo Si tenemos la siguiente Configuración Electrónica (CE) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Podemos determinar que: •

Es un elemento de transición (porque su CE termina en d)

•

Pertenece al periodo 4 (porque es su último nivel con electrones)

•

Pertenece al grupo 8 (porque el bloque d comienza a partir del 3)

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Su ubicación en la tabla periódica es:

Actividad  Marcar en la tabla periódica blanca que se encuentra arriba, los elementos cuyas configuraciones electrónicas son: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

5s2

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

5s2

4d10

5p6

6s2

4f3

e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

5s2

4d10

5p6

6s2

4f14

5d4

Indicar para cada uno de ellos grupo, periodo, y si son representativos, de transición o de transición interna.

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