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Estructura atómica. El sistema periódico 1.

¿Es el átomo una esfera de materia, homogénea y maciza? Explícalo.

2.

Indica la diferencia entre número atómico y másico. Define isótopo.

3.

¿Por qué la mayoría de las masas atómicas son decimales?

4.

Define configuración electrónica de un elemento.

5.

¿Cómo están colocados los elementos en el sistema periódico?

6. ¿Qué es un ion? Pon un ejemplo de catión y de anión. ¿Cuál de estos dos iones es de mayor tamaño: Fe2
o Fe3
?

La ley de las proporciones definidas llevó a Dalton al convencimiento de que toda la materia estaba formada por átomos. Sin embargo, su teoría atómica no permitía establecer si los átomos tienen algún tipo de estructura interna. Investigaciones realizadas a finales del siglo XIX y principios del XX mostraron que los átomos están formados por partículas más pequeñas. El desarrollo de la mecánica cuántica permitió describir el ordenamiento de estas partículas dentro del átomo y el modo en que este ordenamiento determina el comportamiento físico y químico del elemento y, por tanto, su posición en el sistema periódico. Durante mucho tiempo se pensó que electrones, protones y neutrones eran partículas elementales. Ahora sabemos que los dos últimos son también entidades compuestas formadas por quarks, y los científicos se preguntan si los quarks estarán a su vez constituidos por partículas menores. La teoría atómica aún no se puede dar por concluida, y tú puedes, con estudio y tesón, poner un ladrillo más en su construcción. 81

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1 El átomo divisible Como ya sabemos, la materia es discontinua y está formada por partículas indivisibles denominadas átomos; sin embargo, esta idea empezó a ser sometida a discusión a mediados del siglo XIX, cuando se inició el estudio del comportamiento de la materia frente a la electricidad.

1.1. Descubrimiento del electrón 1

colimador

cátodo

alto vacío 

ánodo 







fluorescencia

fuente de alto voltaje

FIGURA 4.1. Tubo de rayos catódicos o negativos.

Viajan en línea recta

FIGURA 4.2. Un objeto colocado en la trayectoria de los rayos catódicos proyecta una sombra.

En 1875, el inglés William Crookes (1832-1919) observó que si en un tubo de vidrio que contiene gas a muy baja presión se introducen dos electrodos (varillas metálicas) y entre ellos se aplica una diferencia de potencial elevada, aparece un flujo de corriente que parte del electrodo negativo, o cátodo, y viaja hasta el electrodo positivo, o ánodo. Allí choca con el vidrio que está tras él (que tiene una capa de sulfuro de cinc, ZnS), produciendo una luminiscencia (figura 4.1). El alemán Eugen Goldstein (18501930) llamó a dicho flujo rayos catódicos, al tener su origen en el cátodo del tubo.

Diversos experimentos realizados con estos rayos demostraron que: Tienen carga eléctrica negativa

FIGURA 4.3. Los rayos catódicos tienen carga negativa, pues son desviados por los campos eléctricos.

Poseen masa

FIGURA 4.4. Los rayos catódicos tienen masa, ya que pueden hacer girar una rueda de paletas.

En 1897, el inglés Joseph John Thomson (figura 4.5), estudiando el grado de desviación de los rayos catódicos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, demostró que se trataba de partículas cargadas negativamente, halló su relación carga/masa (1,759  1011 C/kg) y les llamó electrones, denominación que ya había sugerido en 1891 el físico irlandés George Stoney. Pronto se vio que la relación carga/masa era la misma independientemente del tipo de gas existente en el tubo, la fuente de electricidad empleada o la composición de los electrodos. Esto hizo pensar que los electrones debían estar presentes en todos los átomos. Thomson no pudo medir ni la carga ni la masa del electrón, pero el estadounidense Robert Millikan (1868-1953), con su experimento de la «gota de aceite», determinó en 1909 la carga eléctrica del electrón (1,602
1019 C). Este valor constituye la carga eléctrica mínima que puede transportar una partícula. FIGURA 4.5. Sir Joseph John Thomson (1856-1940), premio Nobel de Física en 1906.

Conocida la carga del electrón, se pudo hallar su masa: 1,602  1019 C me    9,107  1031 kg 1,759  10 11 C/kg La masa más ligera conocida hasta entonces era la del átomo de hidrógeno (1,661  1027 kg). ¡El electrón tiene una masa casi dos mil veces inferior a la del átomo más pequeño! No había duda:

1

colimador: dispositivo para producir un haz paralelo de radiación electromagnética.

Los electrones son partículas fundamentales que se encuentran en todos los átomos.

82 Química

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2 Modelos atómicos

 



Para interpretar la naturaleza, el científico hace uso de modelos. Un modelo es una construcción lógica que sirve para explicar las características o los hechos que se presentan en una realidad. Así, por ejemplo, para explicar la construcción de los átomos, se han propuesto diferentes modelos a lo largo de la historia: desde los de Dalton, Thomson, Rutherford o Bohr, a los actuales modelos atómicos, cada vez más claros y completos.















 







2.1. Primer modelo atómico: modelo de Thomson 











 









La adición de nuevos electrones dotaría al átomo de una carga negativa, mientras que la pérdida de algunos de los electrones primitivos le proporcionaría una carga positiva.





FIGURA 4.6. El átomo según el modelo atómico de Thomson.

2.2. Descubrimiento del protón En 1886, Goldstein observó, en un tubo de rayos catódicos con cátodo perforado, unos nuevos rayos que atravesaban los orificios o canales (figura 4.7). Fueron llamados rayos canales o positivos porque viajaban hacia el electrodo negativo, es decir, en sentido opuesto al de los rayos catódicos. rayos Los rayos canales también se propagan en línea recta, presentan luminosidad y son desviados por la acción de campos eléctricos y magnéticos, lo que demuestra su naturaleza eléctrica, aunque esta es de signo contrario a la de los rayos catódicos. A diferencia de ellos, la relación carga/masa de estos nuevos rayos sí depende de la naturaleza del gas encerrado en el tubo, lo que hizo pensar que el origen de los rayos canales se encontraba en los choques de los rayos catódicos con los átomos del gas del tubo, a los que arrancaban algunos de sus electrones y convertían en iones, es decir, en átomos cargados eléctricamente.




En 1904, J. J. Thomson sugirió un modelo que permitía encajar a los recién descubiertos electrones dentro de un átomo eléctricamente neutro (ya que así se suele presentar la materia). Imaginó a los átomos como esferas macizas y uniformes de carga positiva neutralizada por los electrones, que estarían incrustados en ellas (figura 4.6).

ánodo

rayos canales

catódicos alto vacío









 cátodo perforado fluorescencia

FIGURA 4.7. Tubo de rayos canales o positivos.



X→X
1e

Cuando el tubo contiene hidrógeno, sucede lo siguiente: 쐌 Cada partícula positiva posee una masa aproximadamente igual a la del propio átomo de hidrógeno, es decir, 1 836 veces mayor que la del electrón. 쐌 Su carga positiva es igual, en valor, a la del electrón. 쐌 La relación carga/masa es la más alta obtenida: 9,573  107 C/kg. Todo esto indica que el ion H
es otra partícula fundamental. Ernest Rutherford (figura 4.8), discípulo de Thomson, llamó protones (p) a estos iones H
. Conocida la carga del protón, su masa se obtiene mediante la siguiente relación: 1,602  1019 C mp    1,673  1027 kg 9,573  10 7 C/kg Dado que los átomos del gas hidrógeno encerrado en el tubo son neutros, podemos concluir que electrones y protones son partes integrantes de los átomos y que en cada átomo neutro existe el mismo número de ambas partículas. 83 4.

FIGURA 4.8. Sir Ernest Rutherford (1871-1937), premio Nobel de Química en 1908.

Estructura atómica. El sistema periódico

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2.3. Modelo atómico de Rutherford En 1910, un grupo de investigadores dirigido por Rutherford realizó un experimento, ya clásico, que mostraba cómo se distribuyen los electrones y los protones en el átomo (figura 4.9). protección de Pb

fuente radiactiva

haz de partículas 

rendijas

placa de oro pantalla fluorescente

FIGURA 4.9. Experimento de Rutherford.

Dirigieron sobre una lámina de oro muy fina (es decir, con pocas filas de átomos) un haz de partículas  (iones positivos) procedentes de una fuente radiactiva, las cuales actuaban a modo de proyectil. Estas, al incidir sobre la lámina de oro, la atravesaban y llegaban a una pantalla recubierta con sulfuro de cinc, ZnS, donde producían un destello luminoso observable mediante una lupa. Se contaron todos los impactos para así poder determinar el número relativo de partículas  que se desviaban en diversos ángulos. Como se esperaba, y debido a la gran masa, velocidad y energía cinética de las partículas , la mayoría pasaba en línea recta a través de la lámina, pero unas pocas, aproximadamente una de cada veinte mil, experimentaban grandes desviaciones e incluso rebotaban.

Luego, si la masa y la carga eléctrica del átomo estuviesen distribuidas de manera uniforme, tal y como mantenía Thomson, no tendrían por qué aparecer las desviaciones que experimentaban las partículas , algunas de las cuales, como se ha indicado, llegaban incluso a rebotar contra la lámina. Por consiguiente, el átomo, según Rutherford, contenía una zona con carga positiva, muy pequeña y extremadamente densa (figura 4.10), que explicaría, por repulsión, el rebote de algunas de las partículas . Rutherford le dio el nombre de núcleo y en 1911 sugirió un nuevo modelo atómico. Según dicho modelo, el átomo consta de dos partes:









FIGURA 4.10. En este esquema se observa que el átomo tiene una región muy pequeña y con gran poder de desviación.

쐌 El núcleo, que ocupa una fracción muy pequeña del volumen total del átomo, acapara la mayor parte de su masa y está cargado positivamente con protones. 쐌 La corteza, extensa zona donde los electrones giran alrededor del núcleo. Como dicha zona ocupa la mayor parte del volumen atómico y la masa de los electrones es tan pequeña, se puede decir que es una zona de vacío.

2.4. Descubrimiento del neutrón Rutherford sugirió, en 1920, la existencia de un tercer tipo de partícula que, sin carga, tendría una masa parecida a la del protón y estabilizaría el núcleo. Propuso llamarle neutrón. En 1932, James Chadwick (1891-1974), discípulo de Rutherford, bombardeando berilio con partículas , detectó una radiación neutra muy penetrante: eran los neutrones (n). 9 4

Be
24 He → 126 C
01 n

Hoy se sabe que los neutrones tienen una masa ligeramente mayor que la del protón y que se encuentran junto a este en los núcleos de todos los átomos, con excepción de la forma común del hidrógeno. La tabla 4.1 refleja las características más importantes de las partículas fundamentales constituyentes del átomo (electrón, protón y neutrón) descubiertas hasta ese momento.

Compara… Si imaginamos un átomo con las dimensiones de un estadio de fútbol, su núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro.

Partícula Electrón Protón Neutrón

Carga (C) 1,602  10

19

1,602  10

19

0

Carga (C) relativa 1
1 0

Masa (g) 9,107  10

28

1,673  10

24

1,675  10

24

TABLA 4.1. Resumen de las características principales de electrones, protones y neutrones.

84 Química

Masa (u) reposo 0,000 55 1,007 6 1,009 0

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3 Números que identifican a los átomos Los átomos se diferencian entre sí por el número de partículas subatómicas que contienen, que vienen identificadas mediante dos números: el atómico y el másico.

3.1. Número atómico En 1913, el inglés Henry Moseley (1887-1915) ideó un método que permitía conocer la carga positiva existente en el núcleo de un átomo. A partir de ese momento, los elementos pudieron ser ordenados en orden creciente por su carga nuclear, que pasó a llamarse número atómico. El número atómico expresa la carga nuclear de un átomo, es decir, el número de protones que tiene, y es una propiedad característica del elemento al que pertenece. Se representa por la letra Z.

Así, ZH  1, ZHe  2, ZLi  3… significa que los átomos de hidrógeno tienen 1 protón en su núcleo; los de helio, 2 protones; los de litio, 3, etcétera. En un átomo neutro, el número de protones coincide con el de electrones. No sucede así en los iones positivos (cationes), donde el número de electrones es menor que el de protones; ni en los iones negativos (aniones), donde es mayor el número de electrones. Por ejemplo, ZNa  11 indica que el átomo de sodio tiene 11 protones en el núcleo y 11 electrones en la corteza, mientras que su ion Na
tendrá 11 protones en el núcleo y 10 electrones en la corteza. Siguiendo el mismo razonamiento, S2 (ZS  16) es un ion con 16 protones en su núcleo y 18 electrones en su corteza.

Nucleón El término nucleón engloba a las partículas que se encuentran en el núcleo (protón y neutrón).

3.2. Número másico El número másico expresa la suma de protones y neutrones existentes en el núcleo de un átomo. Se representa por la letra A. 4.1 A  Z
neutrones

El número atómico, el número de neutrones y los números másicos son siempre números enteros positivos. La composición del núcleo de un átomo se indica de la siguiente forma: A Z

X

donde X es el símbolo del elemento, Z es el número atómico (se sitúa abajo y a la izquierda), y A es el número másico (se sitúa arriba y a la izquierda). Así, la expresión 20 10 Ne nos informa de que el núcleo de un átomo del elemento neón está formado por 10 protones y 10 neutrones (20  10). APLICACIÓN 1

Calcula el número de protones, neutrones y electrones que existen en los siguientes elementos e iones: Al, Al3, O y O2, sabiendo que sus números másicos son 27 para el Al y 16 para el O, y sus números atómicos, 13 y 8, respectivamente.

쐌 쐌 쐌 쐌

Para el Al: protones  13, electrones  13, neutrones  14 Para el Al3: protones  13, electrones  10, neutrones  14 Para el O: protones  8, electrones  8, neutrones  8 Para el O2: protones  8, electrones  10, neutrones  8

85 4.

Estructura atómica. El sistema periódico

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Isótopos En 1913 se observó que si los tubos de descarga contenían neón, de masa atómica 20,18, aparecían dos tipos de desviaciones cuando se aplicaban dos campos paralelos, uno eléctrico y otro magnético. Una de las desviaciones correspondía a partículas de masa 20, y la otra, más débil, a partículas de masa 22. Esto quería decir que ¡el elemento neón contenía dos tipos de átomos!

90,9

abundancia

100 %

8,8

0,2 20

21

22 masas atómicas

FIGURA 4.11. Espectro de masas del neón. Hoy se sabe que este elemento tiene tres isótopos.

Desde Dalton se creía que todos los átomos de un elemento eran iguales (véase UNIDAD 1). Sin embargo, este experimento parecía contradecir aquel postulado. Como estos átomos de masa distinta debían colocarse en el mismo lugar del sistema periódico, pues pertenecen al mismo elemento, se les llamó isótopos, término griego que significa precisamente «mismo lugar». Se llaman isótopos las distintas clases de átomos que forman un elemento. Los isótopos tienen el mismo número atómico y distinto número másico, es decir, se diferencian en el número de neutrones.

En la tabla 4.2 pueden verse algunos ejemplos de isótopos. Elemento

Isótopo 12 6

98,9

13 6

1,1

14 6

1010

16 8

99,76

17 8

0,04

18 8

0,20

C

C

C C 0

O

0 0

Al

27 13

Al

0,006

235 92

0,72

238 92

99,27

20 10

91

U U

Ne

Ne

100

234 92

U

U

Abundancia natural (%)

ctividades 1

Completa en tu cuaderno la tabla e indica los posibles isótopos existentes: Z

A

N.° de p

N.° de n

N.° de e

11 5

B

17 8

O 17

0,3

22 10

8,7

Ne

En la naturaleza, la mayoría de los elementos poseen dos o más isótopos que se presentan siempre en las mismas proporciones.

Isótopos

21 10

Ne

Actualmente se sabe que la mayoría de los elementos se encuentran en forma de mezclas isotópicas. Por ejemplo, el hidrógeno tiene tres isótopos: 11 H, 2 3 1 H y 1 H, cuya abundancia en el elemento hidrógeno es de 99,985 %, 0,015 % y 0,000 1 %, respectivamente. Cada isótopo del hidrógeno tiene nombre propio: protio (11 H), deuterio (12 H) y tritio (13 H).

20 235

92 8

TABLA 4.2. Ejemplos de isótopos.

6

7

109 47

Ag 20 17

35

86 Química

10

8

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En la UNIDAD 1 se comentó el hecho, señalado por Berzelius, de que las masas atómicas no son números enteros. Así, la masa atómica del hidrógeno es 1,007 94; la del oxígeno, 15,999 4; la del cloro, 35,452 7, etcétera. La causa principal de que las masas atómicas de los elementos sean números decimales es que son medias ponderadas de las masas atómicas de los isótopos que contienen.

La masa atómica de un isótopo es algo menor que la correspondiente al conjunto de sus protones y neutrones, debido a la pérdida de masa que se 35 libera en forma de energía al formarse el núcleo. Por ejemplo, el isótopo 17 Cl tiene una masa de 34,968 85.

Pérdida de masa La pérdida de masa que sufre el núcleo de un átomo al formarse no es tal, ya que se transforma en energía según la ecuación E  mc2, con lo que el balance total es cero.

En base a todo esto, se puede mejorar la definición de elemento de Boyle («sustancia que no puede descomponerse en otras más sencillas»): Un elemento químico es aquella sustancia pura formada por átomos que tienen igual número atómico.

Así, el protio, el deuterio y el tritio son átomos que pertenecen al mismo elemento, el hidrógeno (H). Y los tres isótopos del neón, por su parte, forman parte del elemento Ne (neón). APLICACIÓN 2

Calcula la masa atómica del cloro sabiendo que está constituido por dos isóto35 37 pos, 17 Cl y 17 Cl, de masas 34,968 8 u y 36,965 9 u, y que sus abundancias en la naturaleza son del 75,53 % y del 24,47 %, respectivamente. Se trata de hallar una media ponderada. Así, en 10 000 átomos de cloro habrá 35 37 7 553 átomos de 17 Cl y 2 447 átomos de 17 Cl. La masa de todos ellos será: 7 553  34,968 8
2 447  36,965 9  354 574 u 354 574 Con lo que la masa promedio de cada uno es:   35,457 4 u 10 000 La elección de 10 000 átomos está relacionada con el número de decimales de los porcentajes de abundancia. De esta forma conseguimos un número entero de átomos de cada clase. El problema puede resolverse también eligiendo 100 átomos, pero entonces no debe extrañarnos que se hable de 75,53 átomos y 24,47 átomos: m1  %
m2  % 34,968 8  75,53
36,965 9  24,47 m     35,457 4 u 100 100

ctividades 2 14 29

28 14 ¿Cuáles de los siguientes átomos son isótopos del mismo elemento: 14 A; 28 B; 30 14 C; 14D; 30E?

3 ¿Por qué las masas atómicas de la mayoría de los elementos son números decimales? 4 Indica el número de electrones, de protones y de neutrones de las siguientes especies químicas: a) Ag-107; b) 32S2; c) 27Al3
5 La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109, que intervienen en una proporción del 56 % y del 44 %, respectivamente. Calcula la masa atómica de la plata natural. 6 En la naturaleza se encuentran dos isótopos del bromo: 79Br y 81Br. Deduce la proporción en que ambos isótopos forman parte del bromo natural, sabiendo que la masa atómica del elemento es de 79,9. Solución: 55 % y 45 %

87 4.

Estructura atómica. El sistema periódico

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4 Estructura electrónica del átomo

Recuerda 쐌 Longitud de onda es la distancia entre dos puntos consecutivos de una onda que se hallan en el mismo estado de vibración. Se mide en m, cm, Å, etc. 쐌 Frecuencia es el número de ondas que pasan por un punto cada segundo. Se mide en s1 o, lo que es lo mismo, en hertzios (Hz), en honor de Heinrich Hertz.

En este epígrafe vamos a interpretar la estructura electrónica de los átomos, es decir, el modo en que están situados los electrones dentro de aquellos. Con este fin, emprenderemos un viaje a través del tiempo.

4.1. Espectros atómicos Habrás observado muchas veces que, cuando un haz de luz visible atraviesa un prisma transparente, se descompone en luces de distintos colores (los del arco iris). El fenómeno fue estudiado por Isaac Newton (1643-1727), que denominó al conjunto de los siete colores que componen la luz visible espectro continuo de la luz. Este fenómeno se debe a que las distintas radiaciones o colores que componen cualquier luz compleja (o policromática) no se propagan con la misma velocidad al atravesar los diversos medios transparentes (vidrio, agua…) y, por tanto, se desvían con distintos ángulos de refracción, lo que ocasiona la separación de las diferentes luces simples (o monocromáticas) que componen la luz compleja.





Hoy sabemos que el espectro de la luz visible está formado por una infinidad de colores (que nuestros ojos aprecian agrupados en siete), cada uno de los cuales es una radiación electromagnética que puede describirse en términos ondulatorios y, por tanto, puede ser caracterizado por una longitud de onda () y una frecuencia () determinadas (figura 4.12). El producto de la longitud de onda por la frecuencia de una radiación electromagnética es siempre una cantidad constante que coincide con la velocidad de la luz en el vacío:

FIGURA 4.12. La primera onda tiene mayor  y menor  que la segunda.

Recuerda

c    3  108 m/s

Un nanómetro (nm) equivale a 109 m.

4

Las longitudes de onda de las radiaciones que componen el espectro de la luz visible varían, más o menos, entre 400 nm (región del violeta) y 780 nm (región del rojo). A un lado y otro de este rango existen otras muchas radiaciones electromagnéticas que nuestros ojos no pueden ver, pero que ciertos instrumentos sí son capaces de detectar (figura 4.13).

longitud de onda λ (m)

ondas largas 3

10

2

10

10

10

ondas cortas 1

1

6

10 10 baja frecuencia

7

8

2

10

ondas de radio

5

4.2

3

10

4

10

microondas

9

10

10 10 10 frecuencia γ (Hz)

10

11

10

5

10

6

10

7

10

infrarrojos

12

10

13

9

10

10

10

10

15

10

16

17

10

10

11

10

ultravioleta

14

10

8

10

12

10

13

10

10

rayos

rayos X

18

10

19

10

20

10

 (nm)

700

600

500

400

 (Hz)

4,28 . 1014

5 . 1014

6 . 1014

7,5 . 1014

21

10 alta frecuencia

FIGURA 4.13. Conjunto de radiaciones electromagnéticas.

ctividades 7 Conocidas las longitudes de onda, calcula el rango de frecuencias de la luz visible. ¿Qué tipo de relación existe entre la longitud de onda y la frecuencia?

88 Química