UNIDAD

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Estructura atómica y ordenación de los elementos químicos

n la Unidad didáctica anterior ya hemos visto que se puede considerar que la materia está formada por pequeñas partículas denominadas átomos, que permiten explicar el comportamiento de la materia en las reacciones químicas, así como las diferentes propiedades de los estados físicos: sólido, líquido y gas.

En este tema vamos a ver como, a partir de sucesivos descubrimientos científicos y avances tecnológicos, va evolucionando la forma de “imaginarse” la estructura del átomo y se va profundizando en el conocimiento de la materia. Para que entiendas por qué surgen modelos atómicos que son superados por otros y no tengas la impresión de que los científicos no se aclaran, piensa en lo siguiente: si tuvieras que describir cómo es tu habitación podrías (sin apenas problemas) medir, hacer un plano a escala, describir colores... Tu habitación es un sistema fácilmente observable, pero un átomo no se puede observar directamente, no podemos ver cómo es por dentro, su tamaño es del orden de 10-10 m. Por tanto, los científicos tuvieron que, a la vista de determinados comportamientos de la materia, de determinados hechos experimentales, “imaginar” como era el átomo. Así se van elaborando modelos atómicos (formas de imaginar como es el átomo) que se consideran válidos mientras sirven para explicar el comportamiento de la materia, pero que deben evolucionar cuando surgen nuevos descubrimientos científicos, impulsados por avances tecnológicos, que no son justificables con el modelo existente. No obstante, cada uno de los modelos que vas a estudiar aporta algo que sigue siendo válido y que contribuye al avance del conocimiento científico de la estructura de la materia. Con esta Unidad pretendemos alcanzar los siguientes objetivos: 1. Conocer la evolución histórica de las ideas acerca del átomo y en qué se basó esta evolución. 2. Determinar a partir del número atómico y número másico de un elemento químico la composición de sus átomos y su configuración electrónica. 3. Determinar la posición de un elemento químico en la Tabla Periódica a partir de su configuración electrónica y viceversa. 4. Deducir propiedades de un elemento químico a partir de su posición en la Tabla Periódica.

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ÍNDICE DE CONTENIDOS

1. 2. 3. 4. 5.

PRIMERAS TEORÍAS ATÓMICAS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. MODELO ATÓMICO DE THOMSON . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . LA RADIACTIVIDAD. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . NÚMERO ATÓMICO. NÚMERO MÁSICO. ISÓTOPOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ESPECTROS ATÓMICOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.1. Radiaciones electromagnéticas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.2. Espectros de emisión y de absorción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6. MODELO ATÓMICO DE BOHR . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.1. Modelo atómico de Bohr . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.2. Configuraciones electrónicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7. INTRODUCCIÓN CUALITATIVA AL MODELO CUÁNTICO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8. PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9. TABLA PERIÓDICA ACTUAL . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9.1. Relación con las configuraciones electrónicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9.2. Bloques de la Tabla Periódica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10. PROPIEDADES PERÍODICAS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10.1. Tamaño de los átomos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10.2. Energía de ionización . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10.3. Afinidad electrónica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10.4. Electronegatividad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

1. Primeras teorías atómicas En el siglo V a.C., el fílósofo griego Demócrito ya pensaba que la materia era discontinua. Es decir, la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles, a las que llamó átomos (en griego: no divisible). Esta idea no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, como Platón o Aristóteles (filósofos de gran peso en el pensamiento humano durante siglos). Por este motivo, esta idea de los átomos quedó ahí y no fue retomada hasta que en 1803, apoyándose en hechos experimentales, Dalton formuló su teoría atómica que ya vimos en el tema anterior. Con su teoría, Dalton justificó el comportamiento de la materia en los cambios químicos. Aunque a lo largo del siglo XIX se estudiaron numerosos fenómenos eléctricos de la materia, la idea del átomo como partícula indivisible no evolucionó hasta que, a finales del siglo XIX se descubrió el electrón (la primera partícula subatómica), lo que llevó a pensar que los átomos poseían una estructura interna.

2. Descubrimiento del electrón. Modelo atómico de Thomson Experimentando con un tubo de vidrio en el que se ha sacado casi todo el aire y se introduce un gas diluido (precursor de los que se utilizan en los televisores) y al que se le colocan dos placas conectadas a una fuente de alto voltaje, se observa que la placa con carga negativa, el cátodo, emite rayos que se dirigen a la placa con carga positiva, el ánodo. Estos rayos se denominan inicialmente rayos catódicos.

Cátodo

Ánado

A la bomba de vacio

ALTO VOLTAJE

Figura 1: Tubo de rayos catódicos

Estudiando las características de estos rayos, mediante campos eléctricos y magnéticos, se llegó a la conclusión de que dichos rayos estaban formados por un haz de pequeñas partículas subatómicas con carga eléctrica y con masa mucho más pequeña que la de los átomos de Hidrógeno, los más ligeros conocidos.

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Estas partículas subatómicas recibieron el nombre de electrones. Aunque fueron muchos los científicos que contribuyeron a este descubrimiento, se le atribuye a J. J. Thomson, premio Nobel de Física en 1906. El electrón es una partícula con carga negativa y el valor de esta carga es 1,6.10 –19 C, considerada la unidad natural de carga. A partir de este descubrimiento Thomson desarrolló en 1898 su modelo atómico, según el cual el átomo es una esfera de carga positiva en la que encuentran distribuidos los electrones. Se conoce como el modelo del budín de pasas.

Figura 2: Modelo atómico de Thomson

Básicamente, el átomo sigue siendo una pequeña esfera, pero ya no se considera indivisible, dentro del átomo están los electrones. Puesto que la materia, normalmente, no manifiesta propiedades eléctricas, se considera que la carga negativa de los electrones está compensada con la carga positiva de la esfera donde están inmersos los electrones. Este modelo justifica los fenómenos que ocurren en los tubos de descarga y la formación de iones positivos (por pérdida de electrones negativos) y de iones negativos por la ganancia de electrones.

Actividades 1. ¿Qué aporta el modelo atómico de Thomson con respecto a lo que se pensaba anteriormente del átomo?

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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

3. La radiactividad. Modelo atómico de Rutherford Hasta que no se descubrió el electrón no surgió la necesidad de buscar una partícula subatómica de carga positiva, aunque esta ya había sido detectada en 1886 por Goldstein, quien utilizando un tubo de vacío modificado (similar al utilizado por Thomson) descubrió otros rayos más lentos que los rayos catódicos, a los que se llamó rayos canales. En 1895 Jean Perrin demostró que estos rayos tenían carga positiva, siendo bautizados por Thomson en 1907 con el nombre de rayos positivos. Si el gas contenido en el tubo de vacío era Hidrógeno, estos rayos positivos eran en realidad iones H+, las partículas más pequeñas encontradas con carga positiva. Más tarde se llegó a la conclusión de que se trataba de otra partícula subatómica a la que Ernest Rutherford llamó protón. La masa del protón es 1836 veces la masa del electrón y su carga tiene el mismo valor que la del electrón pero de signo positivo. Por estas fechas numerosos científicos estudiaban un nuevo fenómeno, la radiactividad: Becquerel, los esposos Curie, Rutherford... Determinados átomos pesados (U, Ra...) se descomponían de forma natural, transformándose en otros átomos de elementos diferentes y emitiendo, a la vez, diferentes tipos de radiaciones: Rayos α → Haces de particulas con masa y carga positiva Rayos β → Haces de electrones Rayos γ → Radiaciones electromagnéticas de alta energía y con gran poder de penetración. No tienen carga ni masa y son de naturaleza similar a la de los rayos X. En relación con este fenómeno, Rutherford realiza una serie de experiencias en las que, utilizando un elemento radiactivo, el Radio, hace incidir un fino haz de partículas α (carga positiva y masa) procedentes de dicho elemento sobre una delgadísima lámina de un metal. Alrededor de dicha lámina metálica se dispone una pantalla que emite fluorescencia allí donde chocan esas partículas α, permitiendo, así, detectar si estas partículas α se desvían o no. Pantalla fluorescente

Fuente de partículas alfa Lámina de oro Figura 3: Experimento de Rutherford

Estaba previsto, según el modelo de Thomson de átomos compactos, que las partículas α debían chocar y sufrir fuertes desviaciones. Tan sólo unas pocas deberían atravesar el metal.

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Pero Rutherford observó con sorpresa que ocurría justamente lo contrario. Casi todas las partículas α atravesaban el metal sin desviarse de su trayectoria rectilínea, y algunas pocas, muy pocas, sufrían una gran desviación en su trayectoria al atravesar la lámina o rebotaban sin llegar a atravesarla.

Figura 4: Interpretación de los resultados del experimento de Rutherford

Esto dio pie a que Rutherford, para poder justificar los resultados de su experimento, elaborase un nuevo modelo atómico. ● Puesto que la mayor parte de las partículas α no se desviaban, supuso que la mayor parte del átomo estaba vacía y por este motivo las partículas α, al no encontrar ningún obstáculo, no se desviaban. ● Teniendo en cuenta que las partículas α tienen carga positiva, las que se desvían lo hacen al pasar cerca de una zona con carga positiva que las repele. Esta zona del átomo debía ser muy pequeña, puesto que eran muy pocas las partículas que se desviaban. ● Teniendo en cuenta que las partículas α tienen masa, las que rebotan lo hacen al chocar frontalmente con la zona del átomo donde se encuentra la masa (del mismo modo que lo hacen dos canicas o dos bolas de billar). Puesto que son muy pocas estas partículas α que rebotan, esta zona del átomo con masa debe ser muy pequeña. Por todo esto Rutherford consideró que los átomos están formados por dos partes que él llamó núcleo y corteza. El núcleo es la parte central del átomo que resulta ser muy pequeña comparada con el total del átomo, unas diez mil veces menor, su tamaño es del orden de 10 –14 m, mientras que el –10 del átomo es del orden de 10 m ( como un guisante en el centro de un gran campo de fútbol). La corteza está casi vacía y en ella se encuentran los electrones, que debido a la atracción que sobre ellos ejercen las cargas positivas del núcleo, giran alrededor de él describiendo órbitas circulares (de modo similar a la forma en que la Luna gira alrededor de la Tierra). Al identificar Rutherford, en 1914, el protón, consolidó su modelo. Situando esta partícula en el núcleo del átomo, incluso intuyó y sugirió que en el núcleo del átomo debía existir otra partícula subatómica con masa parecida a la del protón y sin carga. Partícula cuya existencia fue demostrada por Chadwick en 1932 y a la que denominó neutrón. Por este motivo recibió el Premio Nobel de Física en 1935. 165

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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

(b)

(a)

(a) Átomo de Hidrógeno (b) Átomo de Helio Figura 5: Modelo atómico de Rutherford

Aunque a lo largo del siglo XX se han descubierto otras partículas subatómicas (positrones, neutrinos...), el electrón, el protón y el neutrón son los tres componentes fundamentales del átomo, importantes para la química y sus características se recogen en el siguiente cuadro. Partícula

Símbolo

Carga eléctrica (C)

Masa (u.m.a.)

electrón

e−

−1,6 ·10−19

1/1836

protón

p+

+1,6 · 10−19

1

neutrón

n0

0

1

El modelo atómico de Rutherford, se puede resumir de la siguiente forma: ● NÚCLEO. Parte central del átomo muy pequeña, en la que se encuentran los protones y los neutrones. ● CORTEZA. Parte externa del átomo que está casi vacía, en ella se encuentran los electrones girando alrededor del núcleo. En todo átomo existe siempre el mismo número de protones que de electrones, de modo que los átomos son eléctricamente neutros.

Actividades 2. ¿Qué aporta el modelo atómico de Rutherford con respecto a lo que se pensaba anteriormente del átomo?

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ob`rboa^

T Los átomos están formados por dos partes: núcleo y corteza. T El núcleo es la parte central del átomo, muy pequeña, en la que se encuentran los protones y los neutrones. T La corteza es la parte externa del átomo que está casi vacía, en ella se encuentran los electrones. T En todo átomo existe siempre el mismo número de protones que de electrones, de modo que los átomos son eléctricamente neutros.

4. Número atómico. Número másico. Isótopos En la actualidad se conocen los diferentes átomos que constituyen la materia, incluso se han llegado a crear artificialmente, mediante procesos nucleares, algunos nuevos que no encontramos en la Naturaleza. Todos ellos están formados por electrones, protones y neutrones, en distintas cantidades. El Hidrógeno tiene un protón en el núcleo y un electrón en la corteza. El Helio tiene dos protones y dos neutrones en el núcleo y dos electrones en la corteza. Los átomos de diferentes elementos tienen distinto número de protones en el núcleo y este número define a cada elemento químico. Se llama número atómico de un elemento químico al número de protones de su núcleo y se representa por la letra Z. Este número atómico coincide también con el número de electrones de su corteza, puesto que los átomos son eléctricamente neutros. La masa del átomo se concentra en el núcleo y se debe a los protones y a los neutrones. Los electrones, aunque tienen masa, es despreciable frente a la del núcleo y no se considera que contribuya a la masa total del átomo. La masa de los protones y de los neutrones es prácticamente igual y coincide con la unidad de masa atómica. Se llama número másico a la suma del número de protones y del número de neutrones, es decir, al número de partículas que hay en el núcleo y se representa con la letra A. Cada elemento químico se designa por un símbolo, formado por una o dos letras que tienen relación con su nombre y, en algunos casos, con su nombre en latín. A veces estos símbolos se acompañan de los números atómico y másico escritos como subíndice y superíndice respectivamente, o con el símbolo seguido de un guión y el número másico A. Conociendo estos dos números Z y A tenemos la información necesaria para conocer el número y clase de partículas que forman los átomos de un elemento.

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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Ejemplo C – 12, Z = 6, nos indica que este átomo de carbono contiene 6 protones y 6 electrones, y si al número másico 12, le restamos el número de protones 6, tendremos el número de neutrones que, en este caso, será también 6. Na – 23, Z = 11, indica: 11 protones, 11 electrones y 23 – 11 = 12 neutrones.

Actividades 3. Completa la siguiente tabla: nº atómico Z 9

nº másico A 17 39 56

nº protones nº electrones nº neutrones 19 26 28 15

24

30 16 27

4. ¿Qué tienen en común y en qué se diferencian los siguientes átomos? Ti – 46, Ti – 48 y Ti – 49. Número atómico 22 Al – 28, Si – 28 y P – 28. Números atómicos 13, 14 y 15 respectivamente.

Todos los átomos de un elemento químico tienen igual número atómico (Z), e igual número de protones en el núcleo, sin embargo el número de neutrones puede variar. En la naturaleza existen átomos del mismo elemento que tienen diferente masa, es decir diferente número de neutrones, estos átomos de igual número atómico (Z) y diferente número másico (A) se llaman isótopos, o lo que es lo mismo, átomos con el mismo número de protones y diferente número de neutrones. Ejemplo Cl – 35, Cl – 37 y Cl – 38, son átomos del elemento químico cloro de Z = 17. Todos tienen 17 protones y 17 electrones, pero uno tiene 18 neutrones, otro 20 neutrones y otro 21 neutrones. Son isótopos. Aunque se diferencien en la masa, todos tienen las mismas propiedades químicas, puesto que estas dependen de los electrones de la corteza (como veremos más adelante).

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Cualquier elemento químico puede tener diferentes isótopos que se encuentran en la naturaleza en una proporción determinada. De hecho, el número que aparece en las tablas como masa atómica de un elemento, es una media ponderada de la masa de sus isótopos. Por ejemplo: el Boro está formado por dos isótopos B –10 y B –11 que se encuentran en una proporción del 20% y 80% respectivamente. Su masa media es 0,2 · 10 + 0,8 · 11 = 10,80. ob`rboa^

T Se llama número atómico de un elemento químico al número de protones de su núcleo y se representa por la letra Z. Este número atómico coincide también con el número de electrones de su corteza. T La masa del átomo se concentra en el núcleo y se debe a los protones y a los neutrones. Se llama número másico a la suma del número de protones y del número de neutrones, es decir, al número de partículas que hay en el núcleo y se representa con la letra A.

Actividades 5. Indica qué partículas forman los tres isótopos conocidos del hidrógeno: H –1, H – 2 y H – 3. Z = 1. 6. ¿Qué partículas forman los isótopos del nitrógeno N – 13 y N – 14 si Z = 7? 7. El Neón tiene tres isótopos Ne – 20, Ne – 21 y Ne – 22 que se encuentran en la naturaleza en un 90,92%, 0,26% y 8,82%. Determina la masa atómica media del Neón.

5. Espectros atómicos El Sol es la principal fuente de energía que posee la Tierra. Del Sol nos llega la energía en forma de radiaciones electromagnéticas. De estas radiaciones, unas calientan la Tierra, nos producen la sensación de calor, otras permiten que las plantas realicen la fotosíntesis, otras nos permiten ver. No solo el Sol emite radiaciones, el filamento incandescente de una lámpara también emite radiaciones (luz) que nos permiten ver, la resistencia eléctrica de una estufa emite radiaciones que nos permiten calentarnos. También las sustancias químicas al comunicarles energía desprenden luz. Si ponemos al fuego un trocito de sal de cocina, éste emite luz amarilla, si a la llama ponemos cloruro de cobre, la llama adquiere color verde... Un tubo fluorescente que en su interior contiene gas N2 emite luz roja, si contiene gas Hg, blanca brillante, si contiene H2 la luz será de color malva claro, si contiene Na, luz amarilla.

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El Sol y el filamento de una bombilla emiten luz blanca. Los diferentes elementos químicos emiten luz de un determinado color. Esta luz que emite cada elemento químico es característica de dicho elemento y permite identificarlo.

5.1. Radiaciones electromagnéticas Estas ondas o radiaciones electromagnéticas llevan asociada energía. Se originan por perturbaciones eléctricas y magnéticas y dos son las magnitudes que las caracterizan.

Figura 6: Longitud de onda

● λ. Longitud de onda: distancia entre dos puntos consecutivos de una onda en el mismo estado de vibración. Se mide en metros. ● ν. Frecuencia: número de ondas que pasan por un punto en la unidad de tiempo. Se mide en herzios (número de ondas/segundo). Todas las ondas electromagnéticas se propagan en el vacío y en el aire a la misma velocidad: c = 3 · 108 m/s, este valor lo conocemos como “velocidad de la luz”. La ecuación que relaciona estas magnitudes es c = λ · ν. Nos interesa fijarnos en que λ y ν son dos magnitudes inversamente proporcionales. A mayor longitud de onda (λ) menor frecuencia (ν) y viceversa. Muchas experiencias demuestran que cuanto mayor sea la frecuencia de una radiación mayor es la energía que lleva asociada dicha radiación, y así lo postularon formalmente, primero Planck y, posteriormente Einstein. De manera que cuanto mayor es la frecuencia de una radiación mayor es la energía que va asociada a dicha radiación y cuanto mayor es la longitud de onda menor es la energía correspondiente.

Actividades 8. Ordena las siguientes radiaciones de menor a mayor energía: a) ondas de radio de ν = 2 ·10 5 seg−1. b) radiación de una estufa eléctrica de λ = 4 ·10 5 m. c) Radiación emitida por un elemento radiactivo de ν= 1,5 ·10 20 seg−1. d) Luz de una lámpara de Neón de λ = 6,2 ·10 −7 m. e) Aparato de rayos X de ν = 2 ·1018 seg −1. f) Microondas de ν= 2,5 ·10 9 seg −1.

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5.2. Espectros de emisión y de absorción Un estudio detenido de las ondas o radiaciones electromagnéticas consiste en descomponerlas o separarlas, según las distintas longitudes de onda o frecuencias. Esta separación de las diferentes radiaciones que emite o absorbe un cuerpo se conoce con el nombre de espectro. La separación y análisis de las radiaciónes se realiza mediante los espectroscopios. Estos aparatos consisten, básicamente, en: ● Una fuente de luz (la que se pretende analizar). ● Un diafragma colocado en el foco de una lente (para seleccionar un haz de rayos paralelos). ● Un prisma que descompone la luz que le llega (aunque en el aire todas las radiaciones se propagan juntas, a la misma velocidad, en el vidrio no ocurre así). Placa fotográfica

Alto voltaje Prisma Luz separada Diafragma

Espectro

Tubo de descarga

Figura 7: Espectro de emisión

Por tanto, la luz sale del prisma descompuesta en las distintas radiaciones que se recogen en una pantalla que estará calibrada en función de la longitud de onda (λ) o de la frecuencia (ν). Estas radiaciones separadas constituyen el espectro de la sustancia cuya luz se pretende analizar.

Frecuencia(Hz) 10

10

10

9

10

11

14

10

10

15

Figura 8: Espectro de las radiaciones electromagnéticas

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Rayos X

17

10

Rayos Cósmicos

Rayos Gamma

Radiaciones ultravioleta

Luz visible

Radiofrecuencia

Radiaciones infra-rojas

Frecuencia menor que las ondas de radio

Radiaciones ionizantes

Radiaciones ópticas

Micro-ondas

Campos electromagnéticos

19

10

20

10

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Cuando se analiza luz blanca procedente del Sol se obtiene un espectro continuo que contiene distintos tipos de radiaciones visibles, mientras que si se analiza la luz que emite un elemento químico (en estado gaseoso), éste solamente contiene algunas radiaciones visibles que aparecen como rayas brillantes, es un espectro discontinuo. A continuación se muestra el espectro de las radiaciones electromagnéticas, contiene los distintos tipos de radiaciones electromagnéticas, ordenadas de menor a mayor energía. En la parte inferior se indica la frecuencia (ν). Cuando se analice la luz procedente de un determinado elemento químico, obtendremos un espectro discontinuo, aparecen rayas correspondientes a determinadas radiaciones, siempre las mismas, diferentes a las que emite cualquier otro elemento químico. De tal manera que estos espectros atómicos son como la huella dactilar de un elemento químico. El estudio de los espectros atómicos comenzó a ser un importante método de análisis de sustancias, pues a partir de él se podrían identificar los elementos que formaban dichas sustancias. Se puede analizar la luz que emite un elemento químico después de comunicarle energía, es lo que se conoce como espectro de emisión, o la luz que absorbe cuando, a través de él, se hace pasar luz blanca, es lo que se conoce como espectro de absorción. Ambos espectros coinciden, como el positivo y el negativo de una fotografía. Cada elemento químico absorbe y emite las mismas radiaciones.

Figura 9: Espectros de emisión y absorción (visibles) del átomo de Hidrógeno

Todo esto estaba sin explicar y constituía un misterio para los científicos. El modelo atómico de Rutherford no conseguía explicar el fenómeno de los espectros atómicos, así como tampoco explicaba el hecho de que los electrones al girar alrededor del núcleo irían perdiendo energía poco a poco y terminarían cayendo sobre el núcleo.

6. Modelo atómico de Bohr 6.1. Modelo atómico de Bohr Niels Bohr estudió detenidamente el espectro del átomo de Hidrógeno (el elemento químico más sencillo) y, en 1915, consiguió dar una explicación teórica al fenómeno de los espectros atómicos. Para ello tuvo que elaborar un nuevo modelo atómico basado en el modelo de Rutherford, pero introduciendo algunas modificaciones: 172

● Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, pero no en cualquier órbita, sino tan solo en aquellas que tienen niveles de energía permitidos. ● El electrón, mientras se encuentra en estas órbitas ni absorbe ni emite energía. ● El electrón absorbe o emite energía, tan solo cuando pasa de una órbita a otra y esta cantidad de energía (que absorbe o emite) se corresponde, exactamente, con la diferencia de energía que hay entre las órbitas entre las que se produce el salto del electrón. Es decir, cada átomo tiene unas posibles órbitas para sus electrones. A cada una de estas órbitas corresponde un nivel de energía, que es tanto mayor cuento más alejada esté la órbita del núcleo del átomo. Estos niveles de energía en los que se pueden encontrar los electrones de un átomo son diferentes para los diferentes átomos. Cuando al átomo se le comunica energía el electrón absorbe tan solo la cantidad de energía que necesita para pasar de una órbita a otra (electrón en estado excitado). Energía que devuelve en forma de radiación electromagnética cuando vuelve a su posición inicial. Esa radiación que emite el átomo se corresponde con la diferencia de energía entre dos órbitas de dicho átomo y queda recogida en su espectro atómico. Otro átomo diferente tiene un espectro diferente porque la diferencia de energía entre sus órbitas es otra distinta, por lo que le corresponde una radiación diferente.

Figura 10: Interpretación de Bohr de los espectros atómicos

Cuando se analiza el espectro de absorción y de emisión de un mismo elemento, estos coinciden, porque el electrón absorbe la misma energía para pasar del nivel 2 al 3 que la que desprende para pasar del nivel 3 al 2. Actividades 9. ¿Qué relación hay entre los espectros de absorción y de emisión de un mismo elemento químico? ¿Por qué el espectro de un elemento lo identifica como si fuera su huella dactilar? La teoría atómica de Bohr tuvo bastante aceptación, pues consiguió explicar un fenómeno que llevaba de cabeza a los científicos. No obstante, aunque supuso un gran avance en la comprensión de la estructura interna de los átomos, Bohr, tan solo consiguió explicar perfectamente el átomo 173

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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

de Hidrógeno (átomo con un solo electrón). Sus seguidores, basándose en el estudio de los espectros atómicos y aprovechando los avances tecnológicos introducidos en los aparatos con los que estos se realizaban, consiguieron detectar la existencia de más niveles energéticos dentro del átomo que se justificaban, no por el tamaño de las órbitas sino, por la forma y la orientación de las mismas. Actividades 10. ¿Qué aporta el modelo atómico de Bohr con respecto a lo que se pensaba anteriormente del átomo?

6.2. Configuraciones electrónicas El modelo atómico de Bohr y sus seguidores se centra, sobretodo, en la forma de considerar los electrones en la corteza del átomo. En explicar que estos electrones se encuentran en determinadas órbitas de diferente tamaño, diferente forma y orientación, a los que corresponden diferentes niveles de energía. La forma en que se distribuyen los electrones de un átomo en diferentes niveles y subniveles de energía se llama configuración electrónica. La configuración electrónica de un átomo nos va a proporcionar información acerca del comportamiento químico, pues es en la corteza donde se producen todos los cambios relacionados con la formación de enlaces y, por tanto, relacionados con las reacciones químicas. ● En cada átomo existen niveles de energía que se designan por el número n de la teoría de Bohr. Este número n toma los valores 1, 2, 3, 4... Cuanto mayor es n mayor es la distancia del electrón al núcleo. En cada nivel n caben 2n2 electrones: nivel 1→ 2 electrones, nivel 3 → 2 . 32 = 18 electrones. ● En cada nivel de energía pueden haber subniveles de energía que se designan por las letras s, p, d y f, tantos como indica el valor de n. En el nivel 1 solo hay un subnivel: el s, en el nivel 2 hay dos: s y p, en nivel 3 hay tres subniveles: s, p y d. ● El número de electrones que cabe en cada subnivel es limitado: en s → 2 electrones, en p → 6 electrones, en d → 10 electrones y en f → 14 electrones. Todo esto se recoge en el siguiente cuadro: Nº de subniveles

Electrones por subnivel

Electrones por nivel

s s p s p d

1 1 3 1 3 5

2 2 6 2 6 10

2

s p d f

1 3 5 7

2 6 10 14

Niveles Subniveles n=1 n=2 n=3

n=4

174

8 18

32

Los electrones se distribuyen dentro de un átomo siguiendo las condiciones expresadas en la tabla anterior y ocupándose siempre en primer lugar los niveles y subniveles de menor energía que son los más estables.. Puesto que la energía no depende solo del valor de n, de la distancia del electrón al núcleo, sino que intervienen otros factores, que ahora aún desconoces, para construir la configuración electrónica de un determinado átomo, puedes utilizar el siguiente esquema y seguir el orden que te indican las flechas.

1s 2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

7s

7p

Con un número pequeño, a modo de superíndice, se indican los electrones que se sitúan en cada subnivel A continuación tienes algunos ejemplos de cómo se construye una configuración electrónica. Z = 1 → 1s1

Z = 2 → 1s2.

Z = 4 → 1s2 2s2

Z = 7 → 1s2 2s2 2p3

Z = 9 → 1s2 2s2 2p5

Z = 11 → 1s2 2s2 2p6 3s1

Z = 16 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Z = 19 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Z = 25 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 La configuración electrónica del elemento de Z = 9 →1s2 2s2 2p5, nos indica que de los nueve electrones de este átomo, se sitúan: dos en el nivel 1 subnivel s, dos en el nivel 2 subnivel s y los cinco restantes en el nivel 2 subnivel p.

ob`rboa^

T La forma en que se distribuyen los electrones de un átomo en diferentes niveles y subniveles de energía se llama configuración electrónica. T La configuración electrónica de un átomo nos va a proporcionar información acerca del comportamiento químico, pues es en la corteza donde se producen todos los cambios relacionados con la formación de enlaces y, por tanto, relacionados con las reacciones químicas.

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Actividades 11. Construye las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos químicos: P, Ar, O, Ca, Zn y Sn, de números atómicos 15, 18, 8, 20, 30 y 50, respectivamente. Indica cuántos niveles o capas tiene cada uno de ellos y cuántos electrones tiene en su último nivel.

7. Introducción cualitativa al modelo cuántico Böhr ya introduce en su modelo atómico algunos conceptos propios de la Física cuántica. Los niveles de energía están cuantizados, limitados, no pueden tomar cualquier valor. Sus seguidores introducen números cuánticos que limitan, cuantizan la forma, la orientación de las órbitas. Pero estos criterios cuánticos coexisten en este modelo con algunos principios de la Física clásica: “La fuerza atractiva del núcleo comunica una aceleración centrípeta al electrón que le hace girar alrededor del núcleo”. A principios del siglo XX surgen una serie de descubrimientos y teorías que van a hacer evolucionar la forma de considerar al electrón dentro del átomo y que darán lugar a un nuevo modelo atómico: ”El modelo de la mecánica cuántica”, algunas de estas teorías son las siguientes. ● Radiación de un cuerpo caliente- Teoría de Planck. Estudiando la radiación emitida por un cuerpo a distintas temperaturas llegó a la conclusión de que las emisiones de energía radiante no forman una gama continua de energía sino que tiene lugar en forma de paquetes o cuantos de energía. La energía total emitida por el cuerpo caliente es múltiplo de estos cuantos de energía. La energía de estos cuantos viene dada por la expresión: E= h · ν, donde ν es la frecuencia de la radiación emitida y h es la constante de Planck, cuyo valor es 6,62·10-34 Julios.seg. ● Dualidad onda – corpúsculo de Louis De Broglie. La luz tiene una doble naturaleza, un comportamiento dual. En algunos fenómenos se comporta como onda electromagnética y en otros (sobre todo cuando interacciona con la materia) se comporta como un haz de corpúsculos de energía (fotones). No solo la luz tiene este comportamiento dual, sino que la materia, las partículas, puede presentar este comportamiento doble (Efecto Compton, Difracción de electrones...), de modo que cualquier partícula en movimiento lleva asociada h una onda, cuya longitud se calculaa partir de la siguiente expresión: λ = mν h: constante de Planck, m: masa de la partícula y v: velocidad de la partícula. ● Principio de incertidumbre de Heissenberg. Los sistemas atómicos y subatómicos no se pueden observar directamente, puesto que al hacerlo se les aplica una energía que los altera y, por tanto, rompemos lo que queremos observar. Esto no es una limitación técnica de los aparatos de medida, sino algo propio de los sistemas subatómicos. El principio de incertidumbre de Heissenberg se expresa así: “No se puede medir simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de una partícula, existe una limitación” h Δp ⋅ Δx ≥ 4π Δp. Incertidumbre de la cantidad de movimiento Δx. Incertidumbre de la posición 176

Como consecuencia de todo esto no sabemos si dentro del átomo el electrón se comporta como onda o como partícula, ni podemos precisar su posición y velocidad. Todo esto da paso, junto con una elaborada teoría matemática desarrollada por Schrödinguer, al concepto de “orbital”. Dentro del átomo hay zonas, con una determinada forma y tamaño, donde existe la máxima probabilidad de que se encuentre el electrón. Se pasa del concepto de órbita, como trayectoria bien definida del electrón, al de orbital, como zona alrededor del núcleo donde existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón. Este modelo atómico se estudiará con mayor amplitud en el próximo curso en la asignatura de Química.

8. Primeros intentos de clasificación de los elementos Más de la mitad de los elementos químicos conocidos se descubrieron a lo largo del siglo XIX. La cantidad de elementos conocidos y la observación de algunas semejanzas entre ellos hizo que los científicos se plantearan la necesidad de ordenar y clasificar los elementos químicos conocidos. Hubo muchos intentos y dificultades hasta llegar a la Tabla Periódica actual. Hay que tener en cuenta que en el siglo XIX aún no se conocía la estructura interna de los átomos, por lo que el criterio de orden fue el de la masa atómica (no “Z” que todavía se desconocía), puesto que en el siglo XIX el progreso de la química se debe fundamentalmente a las leyes de las combinaciones químicas, de carácter cuantitativo y basadas en la medida de masas atómicas. A continuación enumeraremos algunos de los intentos de clasificación. ● Döbereiner (1780–1949) formó grupos de tres elementos que tenían propiedades químicas semejantes y en los que la masa atómica del elemento central era igual a la media aritmética de la masa atómica de los otros dos elementos. Ejemplo: Cl, Br y I, de masas atómicas 35, 80 y 127 respectivamente; Li, Na y K, de masas atómicas, 7, 23 y 39 respectivamente. Así logró ordenar muy pocos elementos. ● John Newlands (1838–1898) ordenó los elementos según orden creciente de masas atómicas y observa que el octavo elemento a partir de uno cualquiera repite las propiedades de la misma forma que las notas en la escala musical. Esta ordenación se conoce como ley de las octavas de Newlands. En su época fue ridiculizado, no tomándosele en serio por esta comparación con las notas musicales. ● Los intentos más serios y que más se aproximan a la Tabla actual son los del alemán Lothar Meyer y los del ruso Dimitri Mendeleiev que, trabajando por separado, llegaron a conclusiones parecidas. Ambos ordenaron los elementos químicos según sus masas atómicas. Meyer estudió la existencia de regularidades en los volúmenes atómicos y Mendeleiev en las valencias. A estas ordenaciones se les llamó periódicas, puesto que se ponía de manifiesto la periodicidad (variación regular) de determinadas propiedades. Mendeleiev dio a conocer su clasificación en 1869 y Meyer en 1870. El mérito del descubrimiento se le atribuyó a

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Mendeleiev, aunque a Meyer también se le reconoció posteriormente. Al principio esta ordenación de elementos no tuvo mucha aceptación, pero Mendeleiev siguió profundizando en ella, alteró el orden de algunos elementos, dejó huecos para elementos aún no conocidos, de forma que se cumpliera la periodicidad de las propiedades. Cuando, gracias a la predicción de las propiedades de esos elementos no conocidos para los que Mendeleiev había dejado espacio en su tabla, se descubrieron nuevos elementos químicos, se aceptó totalmente la tabla de Mendeleiev.

9. Tabla periódica actual La Tabla Periódica actual es muy parecida a la de Mendeleiev, pero el criterio de ordenación es el número atómico (Z), ya que se conoce la estructura interna de los átomos.

9.1. Relación con las configuraciones electrónicas La posición de los elementos en la tabla periódica está relacionada con sus configuraciones electrónicas y puesto que las propiedades químicas de los elementos están directamente relacionadas con sus configuraciones electrónicas, esta tabla será de gran utilidad, pues es un compendio de las propiedades químicas de los distintos elementos.

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Los elementos se distribuyen en periodos horizontales designados con un número, de manera que quedan situados en grupos verticales, elementos con propiedades químicas similares a los que se denomina “familias”. Los grupos se designan con un número y una letra. Elegimos algunos elementos químicos y construimos su configuración electrónica. C: 1s2 2s2 2p2;

F: 1s2 2s2 2p5;

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1;

Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2;

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5;

K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1;

V: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3; Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. ● Vamos a ver qué tienen en común elementos del mismo periodo: C y F tienen dos niveles. Pertenecen al 2º Periodo. Na, Si y Cl tienen tres niveles. Pertenecen al 3er Periodo. K, V y Fe tienen cuatro niveles. Pertenecen al 4º Periodo. Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles, que a su vez coincide con el número de periodo. ● Vamos a ver qué tienen en común elementos del mismo grupo: C y Si en su último nivel tienen la configuración s2 p2 → 4A. F y Cl en su último nivel tienen la configuración s2 p5 → 7A. Na y K en su último nivel tienen la configuración s1→ 1A. Todos los elementos del mismo grupo tienen una configuración similar en su último nivel y si son de un grupo A, el número de electrones de su última capa coincide con su número de grupo. Puesto que la configuración electrónica externa determina las propiedades químicas, todos los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, ya que su configuración electrónica externa es similar. Los electrones del último nivel se denominan electrones de valencia.

9.2. Bloques de la Tabla Periódica Los elementos de la tabla periódica también se dividen en bloques, atendiendo al tipo de subnivel en que se sitúa el último electrón de su configuración electrónica, al que se llama electrón diferenciador, ya que diferencia a un elemento químico del anterior en la tabla periódica. Estos bloques son:

s p

s d

f Figura 11: Bloques de la Tabla Periódica

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● Los bloques s y p engloban a todos los elementos del grupo A, llamados elementos representativos. De estos, los grupos encabezados por los elementos B, C, N, O y F pertenecen al bloque p, pues su último electrón se sitúa en un subnivel p, mientras que los grupos encabezados por el Li y por el Be pertenecen al bloque s, pues su último electrón se sitúa en un subnivel “s”. Todos ellos pertenecen a grupos A. Es de destacar el grupo 8A o de los gases nobles. Todos los elementos de este grupo son muy estables, no reaccionan, no se combinan con otros elementos ni consigo mismos. Su estabilidad la deben a su configuración externa s2 para el He, s2 p6 para el resto. De manera que la capacidad de combinación de reacción de los demás elementos químicos se justifica por su tendencia a conseguir la configuración estable de los gases nobles. ● El bloque d engloba a todos los elementos de los grupos B, llamados metales de transición, su último electrón se sitúa en un subnivel d y, a su vez, se engloban en grupos B. ● Los elementos del bloque f sitúan su último electrón en un subnivel f y se denominan metales de transición interna. Por ejemplo el Sm, de Z = 62, de configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f4. Tanto los elementos del bloque d, como los del bloque f, reciben el nombre de metales de transición y de transición interna. En su nivel externo solamente tienen electrones en el subnivel s, como los elementos de los grupos 1A y 2A, pero siguen teniendo subniveles d o f sin completar. Ya se verá más adelante que esto les confiere una serie de propiedades químicas similares que se engloban bajo el término de carácter metálico. Conocer la relación entre la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica y su configuración electrónica externa, resulta de gran utilidad, sobretodo cuando se trate de elementos con un gran número de electrones. Por ejemplo: El I que posee 53 electrones. Bien, puesto que el I está en el 5º periodo, grupo 7A, resulta que tiene cinco niveles y siete electrones en su último nivel, por lo que su configuración electrónica externa será 5s2 5p5. En el nivel externo tan solo existen subniveles s y p, como habrás podido apreciar en todas las configuraciones electrónicas realizadas. El Pb posee 82 electrones, está en el 6º periodo y grupo 4A, por lo que tiene seis niveles y cuatro electrones en su último nivel. Su configuración electrónica externa será 6s2 6p2. Según vayas avanzando en el estudio de la Química descubrirás nuevas utilidades de la tabla periódica.

Actividades 12. De los elementos de la actividad anterior, indica a qué periodo y a qué bloque de elementos pertenecen y, en caso de que sean de grupos A, indica exactamente a qué grupo pertenecen. 13. De los siguientes elementos químicos busca su posición en la Tabla, periodo y grupo, y, a partir de esos datos, indica cuál es la configuración electrónica de su nivel externo. Ne, Mg, Al, Rb, Se, Sb, Hg y Fe.

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10. Propiedades períodicas Se designa así a una serie de propiedades íntimamente relacionadas con las configuraciones electrónicas y que, al igual que éstas, varían de forma periódica en la tabla.

10.1. Tamaño de los átomos Se puede indicar por la medida del radio atómico. De forma experimental se mide cuando los átomos están unidos. El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos que se encuentran unidos.

r

Figura 12: Radio Atómico

Variación en un grupo. En un grupo el radio aumenta a medida que descendemos en él, ya que aumenta el número de niveles en la corteza del átomo.

Variación en un periodo. En un periodo el radio disminuye según avanzamos por él, ya

que todos los átomos tienen el mismo número de niveles y al aumentar la carga nuclear Z (protones del núcleo), los electrones de la capa externa son atraídos con más fuerza por el núcleo, acercándose más a él.

Actividades 14. Ordena según su tamaño las siguientes series de elementos: F, Br, I, Cl Si, Na, Cl, S

10.2. Energía de ionización Se define como energía de ionización de un átomo la energía necesaria para arrancar un electrón externo a dicho átomo, cuando éste se encuentra en estado gaseoso, y formar así un ion positivo. Por ejemplo: en el caso del Na, sería la energía necesaria para producir el siguiente proceso: Na(g) → Na+(g) + 1 e–

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Podemos definir también la segunda energía de ionización, si pretendemos arrancar un segundo electrón a un átomo. La tercera energía de ionización si pretendemos arrancar un tercer electrón y así sucesivamente. Pero nos centraremos únicamente en la primera energía de ionización y su variación en la tabla periódica. Para entender cómo varía esta propiedad piensa que para arrancar ese electrón se debe vencer la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre él. Si recuerdas la Ley de Coulomb F = K Q+ Q–/d2. Esta F de atracción sobre el electrón será directamente proporcional a la carga positiva Q+ del núcleo, a su vez, en relación con el número atómico Z (número de − protones). La carga negativa Q será siempre la del electrón que se pretende arrancar. A su vez, la fuerza de atracción será inversamente proporcional al tamaño del átomo. ● Variación en un grupo. La energía de ionización disminuye al descender en un grupo. Según se desciende en un grupo va aumentando el tamaño del átomo, por lo que disminuye la atracción que ejerce el núcleo por el electrón del último nivel, en consecuencia disminuye la energía necesaria para arrancarlo. ● Variación en un periodo. La energía de ionización aumenta a medida que se avanza por un periodo. Puesto que en un periodo todos los átomos tienen el mismo número de niveles, su tamaño es similar (aunque haya algunas variaciones), pero la carga nuclear Z (número de protones) va aumentando por lo que también va aumentando la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón y por tanto la energía necesaria para arrancarlo. Energía de ionización(KJ/mol) He

2500

Ne 2000 F Ar

N

1500 H

Cl

O Be

P

C

1000

Mg

Si

B 500

S Ca

Al

Li

Na

5

10

K

15

20 Número atómico

Figura 13: Gráfica de energías de ionización

En esta gráfica puedes ver como va aumentando gradualmente la energía de ionización en un periodo y como disminuye al descender en un grupo, fíjate, por ejemplo en F y Cl o en Be, Mg y Ca. 182

Se presentan pequeños altibajos en la gráfica, relacionados con la dificultad o la facilidad que presenta el átomo para perder ese electrón, si con ello pierde o gana una configuración electrónica más estable. Estos detalles los verás en el próximo curso.

Actividades 15. Ordena de menor a mayor energía de ionización los siguientes elementos químicos y explica los criterios seguidos: Al, Na, Rb, O y S.

10.3. Afinidad electrónica La afinidad electrónica de un átomo es la energía que se desprende cuando un átomo neutro, en estado gaseoso gana un electrón y forma un ion negativo. Por ejemplo: para el Cl, sería la energía que se desprende en el siguiente proceso: Cl(g) + 1e − → Cl − (g). Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un electrón y formar un ion negativo mayor es su afinidad electrónica. La afinidad electrónica varía de forma análoga a la de la energía de ionización en la tabla periódica. ● Variación en un grupo. Disminuye al descender en un grupo. Los átomos de mayor tamaño tienen al núcleo más alejado de la capa externa y atraen con menos facilidad a los electrones. ● Variación en un periodo. Aumenta al avanzar en un periodo. Al aumentar la carga nuclear (Z) los átomos atraen con más facilidad a los electrones. Al igual que ocurre con la energía de ionización existen pequeñas variaciones relacionadas con conseguir o perder configuraciones electrónicas estables al ganar un electrón. El F tiene afinidad electrónica muy elevada pues al ganar un electrón conseguiría la configuración electrónica del Ne. Sin embargo, el Ne no presenta ninguna tendencia a ganar electrones, a pesar de encontrarse a la derecha del F en el mismo periodo, pues su configuración electrónica ya es estable.

Actividades 16. Justifica por qué la afinidad electrónica del Cl es mayor que la del S y, sin embargo, la del Ar no es mayor que la del Cl, estando situado el Ar a la derecha del Cl, del mismo modo que el Cl está a la derecha del S en la Tabla Periódica.

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10.4. Electronegatividad Se define como la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de otro elemento cuando se combina con él. Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un electrón a su corteza (mayor afinidad electrónica), mayor será también su electronegatividad, por tanto la variación de la electronegatividad en la tabla periódica es similar a la de dicha propiedad. Aumenta al avanzar en un periodo y disminuye al descender en un grupo.

Tamaño

Electronegatividad

Energía de ionización

Afinidad electrónica

Figura 14: Sentido de aumento de las propiedades periódicas

Esta propiedad tiene gran interés desde el punto de vista químico, pues permite clasificar a los elementos químicos en electronegativos (valores altos de electronegatividad) y electropositivos (valores bajos de electronegatividad). Los elementos electronegativos, también llamados no metales, son elementos que presentan elevada tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica elevada) y poca tendencia a perderlos (energía de ionización elevada). Es decir, formarán preferentemente iones negativos. Elementos electropositivos, también llamados metales, son elementos con poca tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica baja) y mucha tendencia a perderlos (energía de ionización baja). Es decir, formarán preferentemente iones positivos. En la tabla periódica hay marcada una especie de escalera que incluye a los semimetales (características intermedias entre los metales y los no metales) y que separa los elementos electronegativos a la derecha, de los elementos electropositivos a la izquierda. Para medir la electronegatividad se utiliza la escala elaborada por Pauli que asigna al F, el elemento más electronegativo, el valor 4 y al Cs, el menos electrone-gativo, el valor 0,7.

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El H que no tiene un lugar fijo en la Tabla se considera un elemento electrone-gativo. Esta clasificación te será de gran utilidad para conocer el tipo de enlace que se da entre los diferentes elementos químicos, según se verá en el próximo tema.

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T En la Tabla Periódica actual el criterio de ordenación de los elementos químicos es el número atómico (Z). T La posición de los elementos en la tabla periódica está relacionada con sus configuraciones electrónicas, la Tabla Periódica es por lo tanto un compendio de las propiedades químicas de los distintos elementos. T Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles, que a su vez coincide con el número de periodo. T Todos los elementos del mismo grupo tienen una configuración similar en su último nivel. Puesto que la configuración electrónica externa determina las propiedades químicas, todos los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, ya que su configuración electrónica externa es similar.

Actividades 17. Utilizando la Tabla Periódica, clasifica los siguientes elementos en metales, no metales o semimetales: Mg, P, Cr, Br, N, Pb, Ba, Fe, F, Ge y Sb. 18. Teniendo en cuenta la variación de la electronegatividad en la Tabla Periódica, explica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) De los siguientes elementos: F, Cl, N y O, el F es el más electronegativo. b) El O tiene tendencia a formar iones positivos. c) El Na tiene tendencia a formar iones positivos. d) Entre el Cs y el Fe, el Fe tiene más tendencia a formar iones positivos. e) El He es el elemento más electronegativo.

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