| Objetivos |  |
En este tema aprenderás a:
ÍNDICE
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1.1.- Antecedentes históricos
1.2.- El electrón
1.3.- El protón
1.4.- El neutrón
2.- Modelos atómicos
2.1.- Modelo de Thomson
2.2.- Modelo de Rutherford
2.3.- Modelo de Bohr
2.4.- Identificación de átomos
2.5.- Modelo de Schrödinger
2.6.- Niveles de energía y orbitales
2.7.- Configuración electrónica
3.- La tabla periódica
3.1.- Historia
3.2.- Tabla periódica actual
3.3.- Grupos y periodos
3.4.- Propiedades periódicas
1.- Estructura atómica.
2.- Modelos atómicos
2.1.- Modelo de Thomson
2.2.- Modelo de Rutherford
2.3.- Modelo de Bohr
2.4.- Identificación de átomos
2.5.- Modelo de Schrödinger
2.6.- Niveles de energía y orbitales
2.7.- Configuración electrónica
3.- La tabla periódica
3.1.- Historia
3.2.- Tabla periódica actual
3.3.- Grupos y periodos
3.4.- Propiedades periódicas
1.- Estructura atómica.
1.1.- Antecedentes históricos
En la antigua Grecia dos concepciones compitieron por dar una interpretación racional a cómo estaba formada la materia.
Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles, llamadas átomos. Entre los átomos habría vacío.
Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según la cual toda la materia estaría formada por la combinación de cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego.
La teoría de los cuatro elementos fue la aceptada durante muchos siglos. Siguiendo la teoría aristotélica los alquimistas (que están considerados como los primeros químicos) intentaban obtener la Piedra Filosofal que les permitiría transmutar los metales en oro, curar cualquier enfermedad y evitar, incluso, la vejez y la muerte.
En 1808 John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y considera que los átomos (partículas indivisibles) eran los constituyentes últimos de la materia que se combinaban para formar los compuestos.
En 1897 los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad por los gases dieron como resultado el descubrimiento de una nueva partícula con carga negativa: el electrón.
Los rayos catódicos, estaban formados por electrones que saltan de los átomos del gas que llena el tubo cuando es sometido a descargas eléctricas. Los átomos, por tanto, no eran indivisibles.
J.J Thomson propone entonces el primer modelo de átomo:
Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa) se encontraban incrustados en una nube de carga positiva. La carga positiva de la nube compensaba exactamente la negativa de los electrones siendo el átomo eléctricamente neutro.
Primer modelo de átomo compuesto (Thomson, 1897):
Los electrones, diminutas partículas con carga eléctrica negativa, están incrustadas en una nube de carga positiva de forma similar a las pasas en un pastel.
El término átomo aparece en el siglo IV a.C. para designar a la porción indivisible más pequeña que formaba la materia, sin embargo, el conocimiento de su estructura no comienza hasta el siglo XIX.
Desde antiguo se sabe que al frotar dos cuerpos, parte de la electricidad se transmite de uno a otro y, por tanto, debe de estar relacionado con la materia. Se pueden producir dos fenómenos: atracción y repulsión.
El átomo era una esfera positiva continua con los electrones incrustados, por eso se llama también modelo del puding de pasas.
Aquí tenéis la ficha nº 1 sobre los antecedentes históricos de la estructura del átomo y las partículas integrantes del átomo y sus características.
2.- ESTRUCTURA DEL ÁTOMO: MODELOS ATÓMICOS
2.1.- Modelo atómico de Thomson
El átomo está compuesto por electrones distribuidos en una esfera de carga positiva, en cantidad suficiente para neutralizar la carga eléctrica. Llamado "Pastel de pasas".
2.2.- Modelo atómico de Rutherford
A principios del siglo XX, Rutherford bombardea una lámina de oro muy fina con partículas alfa de carga eléctrica positiva a gran velocidad, y por tanto de alta energía, procedentes del radio.
• Observa que la mayor parte atraviesan la lámina sin cambiar de dirección.
• Algunas se desvían considerablemente.
• Unas pocas rebotan hacia la fuente de emisión.
A raíz de estas observaciones llega a las siguientes conclusiones:
• Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto no deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas incidentes. Éstas atravesarían limpiamente los átomos sin desviarse.
• Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de signo positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de las partículas α.
• La zona en la que se concentra la masa y la carga positiva debería de ser muy pequeña comparada con la totalidad del átomo.
• Los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo.
El modelo de Rutherford tiene un fallo: cualquier carga en movimiento emite energía en forma de radiación, y por tanto, el electrón debería perder energía continuamente hasta caer sobre el núcleo, cosa que no sucede.
2.3.- El modelo de Bohr. Los espectros atómicos
A principios del S. XX, Bohr formula una nueva hipótesis sobre la estructura atómica:
• El electrón solo se mueve en unas órbitas circulares, sin que exista emisión de energía.
• Dependiendo de la órbita en que esté el electrón tendrá una cantidad de energía, tanto mayor cuando más alejado del núcleo.
• La emisión de energía en forma de luz se produce cuando un electrón pasa de un estado inicial de mayor energía a uno de menor. Para pasar a un nivel superior se debe darle energía.
• Los electrones se distribuyen en capas o niveles de energía.
Además de lo ya expuesto:
• Alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía: K, L, M, N en las que puede haber hasta:
• K: 2 electrones, • L: 8 electrones, • M: 18 electrones, • N: 32 electrones
• La distribución de los electrones en estas capas es la CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA O ESTRUCTURA.
• Los electrones situados en la última capa son los ELECTRONES DE VALENCIA, responsables de las propiedades físicas de una sustancia.
A partir del modelo de Bohr se desarrolla una nueva teoría física para el estudio del átomo que es la mecánica cuántica.
El número máximo de electrones que podemos situar en cada nivel lo podemos deducir de la siguiente expresión:
2.4.- IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS
2.4.1. ISÓTOPOS
• Pueden existir átomos de un mismo elemento con diferente número másico debido a que el número de neutrones puede variar.
• ISÓTOPOS: Átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (igual nº de protones), pero distinto número másico (distinto nº de neutrones).
LOS ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
• PROTIO: 1e, 1p, 0n
• DEUTERIO: 1e, 1p, 1n
• TRITIO: 1e, 1p, 2n
2.4.2. MASA ATÓMICA RELATIVA
• La masa del electrón es tan pequeña que se desprecia, por lo que la masa atómica equivale a la de los protones + neutrones.
• La unidad de masa del SI (Kg) es demasiado grande, por eso la masa se indica en relación a la doceava parte de un átomo de carbono-12 (con 6 protones y 6 neutrones).
• MASA ATÓMICA RELATIVA: es la media ponderada de las masas atómicas (A) de los diferentes isótopos del elemento que existen.
Aquí os dejo la ficha nº2: Modelos atómicos e identificación de los átomos:
Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles, llamadas átomos. Entre los átomos habría vacío.
La teoría de los cuatro elementos fue la aceptada durante muchos siglos. Siguiendo la teoría aristotélica los alquimistas (que están considerados como los primeros químicos) intentaban obtener la Piedra Filosofal que les permitiría transmutar los metales en oro, curar cualquier enfermedad y evitar, incluso, la vejez y la muerte.
En 1808 John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y considera que los átomos (partículas indivisibles) eran los constituyentes últimos de la materia que se combinaban para formar los compuestos.
En 1897 los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad por los gases dieron como resultado el descubrimiento de una nueva partícula con carga negativa: el electrón.
Los rayos catódicos, estaban formados por electrones que saltan de los átomos del gas que llena el tubo cuando es sometido a descargas eléctricas. Los átomos, por tanto, no eran indivisibles.
J.J Thomson propone entonces el primer modelo de átomo:
Primer modelo de átomo compuesto (Thomson, 1897):
Los electrones, diminutas partículas con carga eléctrica negativa, están incrustadas en una nube de carga positiva de forma similar a las pasas en un pastel.
El término átomo aparece en el siglo IV a.C. para designar a la porción indivisible más pequeña que formaba la materia, sin embargo, el conocimiento de su estructura no comienza hasta el siglo XIX.
Desde antiguo se sabe que al frotar dos cuerpos, parte de la electricidad se transmite de uno a otro y, por tanto, debe de estar relacionado con la materia. Se pueden producir dos fenómenos: atracción y repulsión.
El átomo era una esfera positiva continua con los electrones incrustados, por eso se llama también modelo del puding de pasas.
Aquí tenéis la ficha nº 1 sobre los antecedentes históricos de la estructura del átomo y las partículas integrantes del átomo y sus características.
También podéis obtener la ficha nº 1 en formato pdf haciendo clic en este enlace.
2.- ESTRUCTURA DEL ÁTOMO: MODELOS ATÓMICOS
2.1.- Modelo atómico de Thomson
El átomo está compuesto por electrones distribuidos en una esfera de carga positiva, en cantidad suficiente para neutralizar la carga eléctrica. Llamado "Pastel de pasas".
2.2.- Modelo atómico de Rutherford
A principios del siglo XX, Rutherford bombardea una lámina de oro muy fina con partículas alfa de carga eléctrica positiva a gran velocidad, y por tanto de alta energía, procedentes del radio.
• Observa que la mayor parte atraviesan la lámina sin cambiar de dirección.
• Algunas se desvían considerablemente.
• Unas pocas rebotan hacia la fuente de emisión.
A raíz de estas observaciones llega a las siguientes conclusiones:
• Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto no deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas incidentes. Éstas atravesarían limpiamente los átomos sin desviarse.
• Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de signo positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de las partículas α.
• La zona en la que se concentra la masa y la carga positiva debería de ser muy pequeña comparada con la totalidad del átomo.
• Los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo.
El modelo de Rutherford tiene un fallo: cualquier carga en movimiento emite energía en forma de radiación, y por tanto, el electrón debería perder energía continuamente hasta caer sobre el núcleo, cosa que no sucede.
2.3.- El modelo de Bohr. Los espectros atómicos
A principios del S. XX, Bohr formula una nueva hipótesis sobre la estructura atómica:
• El electrón solo se mueve en unas órbitas circulares, sin que exista emisión de energía.
• Dependiendo de la órbita en que esté el electrón tendrá una cantidad de energía, tanto mayor cuando más alejado del núcleo.
• La emisión de energía en forma de luz se produce cuando un electrón pasa de un estado inicial de mayor energía a uno de menor. Para pasar a un nivel superior se debe darle energía.
Además de lo ya expuesto:
• Alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía: K, L, M, N en las que puede haber hasta:
• K: 2 electrones, • L: 8 electrones, • M: 18 electrones, • N: 32 electrones
• La distribución de los electrones en estas capas es la CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA O ESTRUCTURA.
• Los electrones situados en la última capa son los ELECTRONES DE VALENCIA, responsables de las propiedades físicas de una sustancia.
A partir del modelo de Bohr se desarrolla una nueva teoría física para el estudio del átomo que es la mecánica cuántica.
El número máximo de electrones que podemos situar en cada nivel lo podemos deducir de la siguiente expresión:
Pero puede ocurrir que aunque no se haya completado el número de electrones de una capa, se empiecen a colocar electrones en la capa superior: por ejemplo, el potasio tiene una configuración 2, 8, 8, 1, es decir, tiene un electrón en la cuarta capa y todavía no ha llenado la anterior en la que puede haber hasta 18 electrones.
El tener un electrón en el último nivel es una característica común a todos los elementos del grupo de los alcalinos, lo que hace que sus propiedades químicas (reactividad) sean muy parecidas.
2.4.- IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS
2.4.1. ISÓTOPOS
• Pueden existir átomos de un mismo elemento con diferente número másico debido a que el número de neutrones puede variar.
• ISÓTOPOS: Átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (igual nº de protones), pero distinto número másico (distinto nº de neutrones).
LOS ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
• PROTIO: 1e, 1p, 0n
• DEUTERIO: 1e, 1p, 1n
• TRITIO: 1e, 1p, 2n
2.4.2. MASA ATÓMICA RELATIVA
• La masa del electrón es tan pequeña que se desprecia, por lo que la masa atómica equivale a la de los protones + neutrones.
• La unidad de masa del SI (Kg) es demasiado grande, por eso la masa se indica en relación a la doceava parte de un átomo de carbono-12 (con 6 protones y 6 neutrones).
• MASA ATÓMICA RELATIVA: es la media ponderada de las masas atómicas (A) de los diferentes isótopos del elemento que existen.
Aquí os dejo la ficha nº2: Modelos atómicos e identificación de los átomos:
También podéis obtener la ficha nº 2 en formato pdf haciendo clic en este enlace.
2.5.- ESTRUCTURA DEL ÁTOMO: MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER
2.5.1.- Modelo mecano-cuántico
El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo; mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.
Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90 %) de encontrar al electrón.
Si representamos con puntos las distintas posiciones que va ocupando un electrón en su movimiento alrededor del núcleo, obtendremos el orbital. La zona donde la nube de puntos es más densa indica que ahí es más probable encontrar al electrón.
El modelo mecano-cuántico del átomo es un modelo matemático basado en la Ecuación de Schrödinger. Las soluciones son unos números llamados números cuánticos. Se simbolizan de la siguiente forma:
n: Número cuántico principal. Toma valores desde enteros positivos, desde n = 1 hasta n = 7. Nos indica la energía del orbital y su tamaño (cercanía alnúcleo).
l: Número cuántico secundario o azimutal. Toma valores desde 0 hasta (n-1). Nos indica la forma y el tipo del orbital.
- Si l = 0 el orbital es tipo s. (Se presentan de 1 en 1).
- Si l = 1 el orbital es tipo p. (Se presentan de 3 en 3).
- Si l = 2 el orbital es tipo d. (Se presentan de 5 en 5).
- Si l = 3 el orbital es tipo f. (Se presentan de 7 en 7).
m: Número cuántico magnético. Toma valores desde -l hasta +l pasando por 0. nos indica la orientación espacial del orbital.
s: Número cuántico de spin. Toma valores -1/2 y 1/2. Nos indica el giro del electrón en un sentido o el contrario.
Por ejemplo, si n = 1 entonces l = 0 sólo hay un orbital, el 1s. Si n = 2, tenemos l = 0 (1 orbital 2s) y l = 1 (3 orbitales 2p).
Si n = 3, tenemos l = 0 (1 orbital 3s), l = 1 (3 orbitales 3p) y l = 2 (5 orbitales 3d).
Si n = 4, tenemos l = 0 (1 orbital 4s), l = 1 (3 orbitales 4p), l = 2 (5 orbitales 4d) y l = 3 (7 orbitales 4f).
2.6.- Niveles de energía y orbitales
En un átomo los electrones ocuparán orbitales de forma que su energía sea la menor posible. Por ello se ordenan los orbitales en base a su nivel energético creciente. La energía de los orbitales para átomos de varios electrones viene determinada por los números cuánticos n y l.
En la figura de la derecha se muestran los orbitales de los 4 primeros niveles de energía (desde n = 1 hasta n = 4) y su orden de energía.
Puede verse que la energía de los orbitales no coincide exactamente con el orden de los niveles. Por ejemplo, el subnivel 4s tiene una menor energía que el 3d.
Todos los orbitales de un mismo tipo que hay en un nivel tienen igual energía; por eso se colocan a la misma altura.
2.7.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL MODELO DE Schrödinger
La configuración
electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los electrones
alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos electrones
entre los distintos niveles y orbitales.
La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas
reglas:
1.- En cada orbital sólo puede haber 2 electrones.
2.- Los electrones se van colocando en la corteza ocupando el
orbital de menor energía que esté disponible.
3.- Cuando hay varios orbitales con la misma energía (3 orbitales
p, por ej.) pueden entrar en ellos hasta 3—2 = 6 electrones.
Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica el
diagrama de Möeller que puedes ver en la imagen de la derecha. Debes seguir el
orden de las flechas para ir añadiendo electrones. (No todos los elementos
cumplen esta regla).
Para representar la configuración electrónica de un átomo se
escriben los nombres de los orbitales (1s, 2p, etc.) y se coloca como
superíndice el número de electrones que ocupan ese orbital o ese grupo de
orbitales.
El litio tiene número atómico Z = 3, esto quiere decir que tiene 3
electrones en su corteza. Siguiendo el diagrama de Möeller nos encontramos el
orbital 1s, en él caben 2 electrones: 1s 2 . Nos queda por situar 1 electrón
que irá al siguiente orbital: 2s 1 . Por tanto, la configuración electrónica
del litio es: 1s 2 2s 1 . Veamos la configuración electrónica del Berilio (Z=4):
El oxígeno tiene número atómico Z = 8, esto quiere decir que tiene 8
electrones en su corteza. Siguiendo el diagrama de Möeller nos encontramos el
orbital 1s, en él caben 2 electrones: 1s 2 . Nos quedan 6 electrones por
situar: 2 entrarán en el orbital 2s: 2s 2 y los 4 restantes se situarán en los
3 orbitales 2p, donde pueden entrar hasta 6 electrones como máximo, si hay
menos pues se colocan los que haya: 2p 4 . Su configuración es: 1s 2 2s 2 2p 4
.
Aquí tenéis la ficha nº 3 sobre el modelo mecano-cuántico de Schrödinger:
También podéis descargar la ficha nº 3 en formato pdf en este enlace.
3.- LA TABLA PERIÓDICA O SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMETOS. HISTORIA
3.1.- HISTORIA
La historia de la tabla periódica está marcada principalmente por el descubrimiento de los elementos químicos. Elementos como oro, plata, hierro o cobre eran conocidos desde la antigüedad; sin embargo, no fue hasta los siglos XVIII y XIX cuando se descubren la mayoría de los restantes elementos, ya que mejoran las técnicas de trabajo científico.
La aparición de gran cantidad de elementos hizo que se pusieran de manifiesto semejanzas en propiedades, masas relacionadas o comportamientos químicos parecidos.
Estas semejanzas empujaron a los químicos a buscar algún tipo de clasificación, de tal manera que se facilitase su conocimiento y descripción, y se impulsara el descubrimiento de nuevos elementos.
La tabla periódica actual o sistema periódico está basada en la propuesta por Dimitri Mendeleiev en 1869. En ella, los elementos se encuentran ordenados, de izquierda a derecha, por valores crecientes de sus números atómicos (Z). Además de esto, los elementos aparecen distribuidos en filas y columnas.
Existen 7 filas horizontales que se denominan períodos y 18 columnas verticales que se denominan grupos.
Los elementos también se clasifican en: metales (sus átomos tienden a perder electrones y formar cationes), no metales (sus átomos tienden a ganar electrones y formar aniones) y semimetales (sus átomos se transforman con dificultad en iones positivos) de acuerdo con sus propiedades para ganar o perder electrones.
3.2.- PERIODOS Y GRUPOS
La colocación de los elementos en la tabla periódica
se hace teniendo en cuenta la configuración
electrónica.
En cada período aparecen los elementos cuyo último nivel de su configuración electrónica coincide con el número del período, ordenados por orden creciente de número atómico. Por ej., el período 3 incluye los elementos cuyos electrones más externos están en el nivel 3;
Na (Z = 11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
Al (Z = 13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
En cada grupo aparecen los elementos que presentan el mismo número de electrones en el
último nivel ocupado o capa de valencia. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 13 contienen 3 electrones en su capa más externa y el último electrón queda en un orbital p;
B (Z = 5): 1s 2 2s 2 2p 1 .
Al (Z = 13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
También podéis descargar la ficha nº 3 en formato pdf en este enlace.
3.- LA TABLA PERIÓDICA O SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMETOS. HISTORIA
3.1.- HISTORIA
La historia de la tabla periódica está marcada principalmente por el descubrimiento de los elementos químicos. Elementos como oro, plata, hierro o cobre eran conocidos desde la antigüedad; sin embargo, no fue hasta los siglos XVIII y XIX cuando se descubren la mayoría de los restantes elementos, ya que mejoran las técnicas de trabajo científico.
La aparición de gran cantidad de elementos hizo que se pusieran de manifiesto semejanzas en propiedades, masas relacionadas o comportamientos químicos parecidos.
Estas semejanzas empujaron a los químicos a buscar algún tipo de clasificación, de tal manera que se facilitase su conocimiento y descripción, y se impulsara el descubrimiento de nuevos elementos.
La tabla periódica actual o sistema periódico está basada en la propuesta por Dimitri Mendeleiev en 1869. En ella, los elementos se encuentran ordenados, de izquierda a derecha, por valores crecientes de sus números atómicos (Z). Además de esto, los elementos aparecen distribuidos en filas y columnas.
Existen 7 filas horizontales que se denominan períodos y 18 columnas verticales que se denominan grupos.
Los elementos también se clasifican en: metales (sus átomos tienden a perder electrones y formar cationes), no metales (sus átomos tienden a ganar electrones y formar aniones) y semimetales (sus átomos se transforman con dificultad en iones positivos) de acuerdo con sus propiedades para ganar o perder electrones.
3.2.- PERIODOS Y GRUPOS
La colocación de los elementos en la tabla periódica
electrónica.
En cada período aparecen los elementos cuyo último nivel de su configuración electrónica coincide con el número del período, ordenados por orden creciente de número atómico. Por ej., el período 3 incluye los elementos cuyos electrones más externos están en el nivel 3;
Na (Z = 11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
Al (Z = 13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
En cada grupo aparecen los elementos que presentan el mismo número de electrones en el
último nivel ocupado o capa de valencia. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 13 contienen 3 electrones en su capa más externa y el último electrón queda en un orbital p;
B (Z = 5): 1s 2 2s 2 2p 1 .
Al (Z = 13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
3.3.- ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIÓDICA: GRUPOS
