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UNIDAD 1: Estructura Atómica - Tabla Periódica
CONTENIDOS: Estructura atómica. Evolución Histórica del modelo atómico. Modelo de Bohr y modelo orbital. Orbitales atómicos. Niveles y subniveles de energía electrónica. Configuración electrónica. Configuración electrónica externa. Número atómico y número másico. Isótopos. Iones. Elementos químicos y símbolos químicos. Tabla periódica de los elementos. Períodos y grupos. Tendencias periódicas en las propiedades de los átomos: radio atómico, electronegatividad y electropositividad. Carácter metálico y no metálico de los elementos. Tendencias periódicas en las propiedades de los elementos: metales, no metales y metaloides. ESTRUCTURA ATÓMICA Un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Un átomo es una partícula extremadamente pequeña e indivisible, sin embargo, en su estructura interna están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. Electrones: partículas subatómicas que se encuentran en la zona externa del átomo, tienen cargas negativas y una masa prácticamente despreciable. Protones: partículas subatómicas que se encuentran en el núcleo del
átomo, tienen cargas positivas y una masa mucho mayor que los electrones. Neutrones: partículas subatómicas que se encuentran en el núcleo del átomo, son eléctricamente neutros y tienen una masa ligeramente mayor que los protones. La estructura del átomo presenta una zona externa o corteza dónde se hallan los electrones girando a gran velocidad y un núcleo o zona interna donde se encuentran los protones y neutrones, junto con la mayor parte de la masa del átomo. EVOLUCIÓN HISTÓRICA DEL MODELO ATÓMICO 1- LEUCIPO (filósofo griego), siglo IV a.C Expresó la idea de que toda la materia está formada por muchas partículas idénticas, muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos (que significa indestructible o indivisible). Las cuales fueron representadas como una esfera compacta y maciza. Esta teoría no surgió mediante la experimentación, sino mediante el razonamiento y el debate de ideas. Postula que el mundo no es como lo vemos, sino que está formado por estas pequeñas partículas llamadas átomos. 2- DEMÓCRITO (filósofo griego), siglo IV a.C Mantuvo la idea de que toda la materia está formada por estas partículas idénticas, muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos, y fue el primero en hablar de la existencia de espacio vacío entre estas. Esta teoría no surgió mediante la experimentación, sino mediante el razonamiento y el debate de ideas. Postula que los átomos más el espacio vacío constituyen la materia. 3- LEUCIPO y DEMÓCRITO (filósofos griegos), siglo IV a.C Entre los dos expresan la idea de que los átomos se diferencian sólo en su forma y su tamaño, pero no por sus cualidades internas y son tan pequeños que no se los puede ver. Esta teoría no surgió mediante la experimentación, sino
masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. c- Los compuestos químicos están formados por átomos de más de un elemento en proporciones fijas y sencillas. Este enunciado corresponde a la ley de la composición constante, la cual explica que cuando se combinan dos o mas elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas. d- Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, pero ningún átomo desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. Este enunciado corresponde a la ley de la conservación de la masa, la cual explica que la masa total de los materiales presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. 5- THOMSON (físico), fines del siglo XIX (1897) En 1897 , el trabajo de Thomson marcó un antes y un después en la teoría atómica, proponiendo un nuevo modelo atómico. Mantuvo la idea de que toda la materia está formada por átomos, y fue el primero en hablar de la existencia de cargas eléctricas. Expresó la idea de que dentro de los átomos existen unas partículas diminutas con carga eléctrica negativa, a las que llamó electrones. Esta teoría no surgió mediante el razonamiento o debate de ideas, sino mediante la experimentación y el gran interés en el estudio de la radiación (rayos catódicos) que contribuyó al conocimiento de la estructura atómica.
Postula que el átomo puede verse como una esfera con carga positiva, dentro de la cual se encuentran incrustados al azar unas partículas diminutas con carga negativa y masa prácticamente despreciable, a las que llamó electrones. Las cargas atómicas se encuentran en igual cantidad por lo que el átomo es eléctricamente neutro. Como las pasas en un pudín, se le otorgó al modelo el nombre de "Modelo del Pudín con Pasas", el cual tuvo una vida muy corta. 7- RUTHERFORD (físico), siglo XX (1910) En 1910 , el trabajo de Rutherford (quien estudió con Thomson) destruyó el “Modelo del Pudín con Pasas”, proponiendo un nuevo y muy diferente modelo atómico. Mantuvo la idea de que los átomos presentan cargas positivas y negativas en igual cantidad, y fue el primero en hablar de la existencia de dos regiones o zonas en el átomo. Expresó la idea de que los átomos presentan un denso conglomerado central, al que llamó núcleo atómico. Esta teoría no surgió mediante el razonamiento o debate de ideas, sino mediante la experimentación sobre la dispersión de partículas. Efectuó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales, como blanco de partículas provenientes de un emisor de partículas. Observó que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con una ligera desviación. Sin embargo, algunas partículas eran dispersadas o desviadas de su trayectoria con un gran ángulo. En algunos casos, las partículas regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente de origen. Éste fue el descubrimiento más sorprendente, ya que contradecía al modelo de
subatómica. Mantuvo la idea de que los átomos presentan una región central y una región externa, y fue el primero en hablar de la existencia de partículas eléctricamente neutras. Expresó la idea de que dentro de los núcleos atómicos, junto a los protones, también existe otra partícula subatómica con carga eléctrica neutra, a las que llamó neutrones. Postula que el átomo, además de los electrones y protones, presenta partículas subatómicas eléctricamente neutras, es decir, sin carga y con una masa ligeramente mayor a la de los protones. Los protones y neutrones de un átomo están confinados en un núcleo extremadamente pequeño, y los electrones se representan como “nubes” que rodean al núcleo. MODELO ATÓMICO DE BOHR Después de que Rutherford descubriera el núcleo atómico, los científicos imaginaban al átomo como un “sistema solar microscópico” en el que los electrones giraban en órbita alrededor del núcleo a gran velocidad, asemejándose al movimiento de los planetas alrededor del Sol. En 1913 , el trabajo de Bohr sólo fue un importante paso en el camino hacia el desarrollo de un modelo atómico, ya que su modelo describió al átomo de hidrogeno, pero no pudo replicar su trabajo en otros átomos más complejos. Mantuvo la idea de que los átomos presentan una región central o núcleo (donde se encuentra la carga positiva total y la mayor parte de la masa del átomo) y una región externa o corteza (donde se encuentran los electrones con carga negativa en movimiento). Sin embargo, lo más importante del modelo de Bohr es
que introduce dos ideas fundamentales que están incorporadas en nuestro modelo vigente. Expresa que los electrones sólo existen en ciertos niveles discretos de energía, que se describen con números cuánticos, y en el movimiento de un electrón de un nivel a otro interviene energía. Postuló los siguientes enunciados: a- Sólo están permitidas órbitas con determinados radios, correspondientes a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo. b- Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y está en un nivel de energía “permitido”. Un electrón en un nivel de energía permitido no emite ni absorbe energía, y por lo tanto, no cae en espiral hacia el núcleo. c- Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un nivel permitido de energía a otro. Esta energía se emite o absorbe en forma de fotón, cuya energía radiante corresponde a la diferencia de energía entre los dos niveles. Se absorbe energía cuando un electrón pasa a un nivel de energía mayor y se emite energía cuando pasa a un nivel de energía menor. En este nuevo modelo, las órbitas ya no son más elípticas, sino que son concéntricas y cada órbita tiene un cierto nivel enérgico de menor a mayor a medida que nos vamos alejando del núcleo. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE-BOHR y HEISENBERG En 1927 , entre ambos mediante el "Principio de Incertidumbre de
MECÁNICA CUÁNTICA Y ORBITALES ATÓMICOS
En 1926 , el trabajo de Erwin Schrödinger introdujo una nueva teoría de la estructura atómica abandonando cualquier intento por definir precisamente la ubicación y la trayectoria instantáneas de los electrones. Dando como resultado un modelo que describe con precisión la energía del electrón y describe su ubicación en términos de probabilidades. El modelo de la mecánica cuántica no habla de órbitas porque no es posible medir ni seguir con precisión el movimiento del electrón en un átomo, por lo tanto, plantea por primera vez el concepto de orbital, el cual es una región del espacio donde hay una alta probabilidad de encontrar un electrón. Cada orbital tiene una energía y una forma características. Se utilizan cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms), cada uno de estos otorga información acerca de los orbitales y se relacionan entre sí: 1- Número Cuántico Principal (n): Tiene valores enteros positivos de 1, 2, 3, etc. Indica el nivel energético y el tamaño del orbital. Al aumentar n, el orbital se hace más grande y mayor es la distancia del electrón con respecto al núcleo. Un aumento en n también implica que el electrón tiene mayor energía, y por lo tanto, está unido menos firmemente al núcleo. 2- Número Cuántico Azimutal (l): Tiene valores enteros entre 0 a n – 1 para cada valor de n. Indica el subnivel energético, y la forma y geometría del orbital.
El valor de l se designa con letras s, p, d, f y g, que corresponden a valores de l de 0 , 1 , 2 , 3 y 4 respectivamente. El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se denomina nivel o capa electrónica. 3- Número Cuántico Magnético (ml): Tiene valores enteros entre l a - l, incluyendo el 0. Indica la orientación del orbital en el espacio. Para cada valor de l existen (2. l + 1) valores enteros de ml. 4- Número Cuántico de Espín (ms): Tiene valores de +1/2 o -1/2. Indica los dos posibles sentidos de giro de un electrón, uno en el sentido de las manecillas del reloj y el otro en sentido contrario. En 1925 , los físicos George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit postularon que los electrones tienen una propiedad, llamada espín electrónico. Al parecer, el electrón se comporta como si fuera una esfera diminuta que gira (spins, en inglés) sobre su propio eje. Esta observación dio lugar a la asignación de un nuevo número cuántico para el electrón, además de n, l y ml. En 1925 , el físico Wolfgang Pauli mediante “El Principio de Exclusión de Pauli” postuló que en un átomo no puede haber dos electrones que tengan el mismo conjunto de cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms). Para un orbital los
Hay 4 subniveles u orbitales atómicos, denominado cada uno con una letra específica "s" - "p" - "d" - "f". Estos se encuentran dentro de las capas electrónicas y admiten un número limitado de electrones. Estos indican la energía y forma de los orbitales. El “Diagrama de las Diagonales” es un método gráfico para aprender a escribir la configuración electrónica (CE) de un elemento químico. Se llenan los subniveles atómicos con la cantidad de electrones que se permiten en cada uno, comenzando con el orbital 1s y descendiendo en dirección de las flechas hasta reunir todos los electrones del átomo. El orbital 1s es el primer orbital s, el orbital 2p es el primer orbital p, el orbital 3d es el primer orbital d, el orbital 4f es el primer orbital f y el orbital 5g es el primer orbital g. Algunos ejemplos de CE: Na: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 (la suma de sus electrones da 11 )
C: 1s^2 2s^2 2p^2 (la suma de sus electrones da 6 ) Fe: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6 (la suma de sus electrones da 26 ) K: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1 (la suma de sus electrones da 19 ) CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA Es la disposición de los electrones de la última capa electrónica (1-7) de un átomo. Esos electrones que se encuentran en la capa más externa se denominan electrones de valencia. Algunos ejemplos de CEE: Na: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 (tiene 1 electrón de valencia) C: 1s^2 2s^2 2p^2 (tiene 4 electrones de valencia) Fe: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6 (tiene 2 electrones de valencia) Ga: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^1 (tiene 3 electrones de valencia) NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO Número Atómico (Z): Representa el número de protones que se encuentran en el núcleo del átomo de un elemento. Es único e irrepetible, ya que no existen dos átomos de un mismo elemento con diferente número atómico. Por ende, la identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. En un átomo neutro el número atómico (número de protones) es igual al número de electrones.
IONES
Un ión es un átomo o grupo de átomos con carga, la cual sólo puede ser positiva o negativa. Por ende, ya no son eléctricamente neutros. Durante un proceso químico no se producen cambios en el núcleo atómico, pero algunos átomos pueden adquirir (ganar) o ceder (perder) electrones con facilidad. Si a un átomo neutro se le eliminan o se le añaden electrones, se forma una partícula cargada. La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un catión, un ion con carga neta positiva. La ganancia de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un anión, un ión con carga neta negativa. La carga neta de un ión se representa con un superíndice: +, +2 y +3 que indica una carga neta resultado de la pérdida de uno, dos o tres electrones, respectivamente. Los superíndices, -, -2 y -3 representan cargas netas que resultan de la ganancia de uno, dos o tres electrones, respectivamente. Generalmente, los átomos de metales tienden a perder electrones para formar cationes, mientras que los átomos de no metales tienden a ganar electrones para formar aniones.
Los iones que tienen solamente un átomo se denominan iones monoatómicos. Los iones que tienen más de un átomo se denominan iones poliatómicos. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La teoría atómica de Dalton (1808), siendo el primero en hablar de elemento químico, marcó el camino para un gran crecimiento de la experimentación química. Más de la mitad de los elementos que se conocen en la actualidad se descubrieron entre 1800 y 1900. Durante este periodo los químicos observaron que muchos elementos mostraban grandes semejanzas entre ellos. El reconocimiento de las regularidades periódicas en las propiedades físicas y en el comportamiento químico, así como la necesidad de organizar la gran cantidad de información disponible sobre la estructura y propiedades de las sustancias elementales que fueron descubiertas durante este periodo, generaron el desarrollo de la tabla periódica en 1869. Es una tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. Convirtiéndose en la herramienta más importante que los químicos usan para organizar y recordar datos químicos. En la tabla periódica moderna, los elementos se colocan en orden de número atómico creciente, colocando en columnas verticales los elementos que tienen propiedades similares. Para cada elemento de la tabla aparece su número atómico, su símbolo químico y su masa atómica. PERÍODOS Y GRUPOS
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y LA TABLA PERIÓDICA
Las configuraciones electrónicas de los elementos están relacionadas con su posición en la tabla periódica, la cual está estructurada y construida de modo que los elementos que tienen un mismo patrón de configuración de los electrones de la capa externa (de valencia) estén dispuestos en columnas (grupos). Por ejemplo, todos los elementos del grupo II A tienen configuraciones electrónicas externas ns^2 , mientras que todos los elementos del grupo III A tienen configuraciones electrónicas externas ns^2 np^1. A la izquierda de la tabla, los elementos de los grupos I A y II A son aquellos en los que se están llenando los orbitales s de la última capa electrónica. A la derecha de la tabla, los elementos de los grupos III A, IV A, V A, VI A, VII A y VIII A son aquellos en los que se están llenando los orbitales p de la última capa electrónica. En la parte media de la tabla, los elementos de transición de los grupos principales son aquellos en los que se están llenando los orbitales d. Debajo de los grupos principales, los elementos denominados metales del bloque f, son aquellos en los que se están llenando los orbitales f. TENDENCIAS PERIÓDICAS EN LAS PROPIEDADES DE LOS ÁTOMOS Electronegatividad / Carácter no metálico: Es la fuerza o capacidad que tiene un átomo en una molécula para ganar o atraer electrones hacia sí mismo.
Esta característica está relacionada con su energía de ionización y su afinidad electrónica, que son propiedades de los átomos aislados. La energía de ionización mide la fuerza con que el átomo se aferra a sus electrones y la afinidad electrónica es una medida de la fuerza con que un átomo atrae electrones adicionales. Por lo que un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y una energía de ionización elevada atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a perder los suyos; será muy electronegativo. En la tabla periódica, dentro de cada grupo, la electronegatividad disminuye a medida que bajamos por la columna (con algunas excepciones en los metales de transición). En la tabla periódica, dentro de cada período, la electronegatividad aumenta continuamente a medida que nos movemos de izquierda a derecha, es decir, aumenta desde los elementos más metálicos a los más no metálicos. Por ende, los elementos más electronegativos (halógenos, el oxígeno, el nitrógeno y el azufre) se ubican en el ángulo superior derecho de la tabla periódica, siendo el Flúor el más electronegativo. Por último, los gases nobles no se combinan (no ganan ni pierden electrones), por lo tanto, no se incluyen dentro de esta característica. Electropositividad / Carácter metálico: Es la tendencia o capacidad que tiene un átomo de una molécula para ceder o perder electrones. En la tabla periódica, dentro de cada grupo, la electropositividad aumenta a medida que bajamos por la columna. En la tabla periódica, dentro de cada período, la electropositividad disminuye a medida que nos movemos de izquierda a derecha, es decir,
