ESTRUCTURA DE LA MATERIA. Modelos atómicos.

Estructura de la materia

4.- C0NCEPCIONES SOBRE LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. La electrólisis, las descargas en los gases y la radiactividad nos muestran que el átomo no es indivisible, es complejo, y evidencian además su naturaleza eléctrica. Estos hechos ponían en evidencia la necesidad de considerar a los átomos provistos de una estructura interna que pudiera dar cuenta de este comportamiento. A continuación se exponen las primeras teorías e investigaciones en torno a la estructura del átomo.

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 Los átomos de un elemento dado son todos idénticos y del mismo peso.  Los compuestos químicos se forman de la unión de átomos de diferentes elementos, que se combinan en proporciones fijas de números enteros y sencillos.  En una reacción química se combinan átomos de más de un elemento si que exista un cambio en los átomos mismos, pero si en la forma como se combinan estos. Dalton consideró al átomo como una esfera maciza e indivisible.

Inicialmente, la mayoría de los filósofos consideraban que la materia era infinitamente divisible. Aristóteles (383 – 322 a. C.) supuso que debía haber un tamaño mínimo de materia que conserve las propiedades del cuerpo de que forma parte. A esta diminuta partícula la llamó “mínimo natural”. Más tarde, en el siglo V a. C., Demócrito propuso que la materia se compone de pequeñísimas partículas a las que llamó átomo. 4.1. MODELO ATÓMICO DE DALTON.

4.2. ÁTOMO DE J. J. THOMSON Pudín con pasas.

La propuesta de Demócrito, al no poder demostrarse, cayó en el olvido; no fue sino hasta el período de 1803 – 1807 cuando el químico inglés John Dalton precisó la teoría de los griegos y con las antiguas ideas logró explicar las relaciones de masa que guardan entre sí todas las sustancias. La razón que impulsó a Dalton a proponer una nueva teoría atómica fue la búsqueda de una explicación a las leyes químicas que se habían deducido empíricamente hasta el momento, como la ley de la conservación y la ley de las proporciones definidas. La teoría atómica de Dalton comprende los siguientes postulados:  Cada elemento se compone de partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos.

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Joseph John Thomson, en 1904 poco después de su descubrimiento del electrón propuso su modelo atómico. Las bases en que se apoyó Thomson para elaborar su modelo fueron:

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Estructura de la materia a.- La materia neutra; lo que electrones, los materia cargada

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se presenta normalmente supone que junto a los átomos han de contener positivamente.

b.- Los electrones pueden ser extraídos de los átomos de cualquier sustancia pero no ocurre igual con la carga positiva. Partiendo de dichas ideas, Thomson representó el átomo como una masa fluida cargada positivamente, en cuyo seno se hallaban distribuidos los electrones (como pasa en un pudín) en posiciones tales que el campo eléctrico resultante exterior al átomo sea nulo. Se trata de un modelo eminentemente estático.

a.-

2

Casi todas las partículas alfa atravesaban la lámina sin sufrir desviación alguna.

b.- Aproximadamente una partícula de cada 10,000 se desviaba ligeramente de su trayectoria. c.-

Un número extraordinariamente pequeño de las partículas que llegaba a la lámina, rebotaba en ella.

Con este modelo, los fenómenos eléctricos relacionados con los rayos catódicos y los rayos positivos podían explicarse, al suponer que, con la diferencia de potencial, los electrones se desprenden de la superficie del átomo y se aceleran hacia el ánodo. Los rayos positivos, a su vez, estarían formados por cationes, átomos o grupos de átomos que han perdido uno o vario de sus electrones y que se dirigen hacia el cátodo.

4.3.

RUTHERFORD NUCLEAR.

Y

EL

ÁTOMO

MODELO PLANETARIO. En 1909 (1913) dos discípulos de Ernest Rutherford, H. Geiger y Marsden, observaron que al bombardear una lámina delgada de oro, con rayos alfa (partículas con carga positiva), algunas partículas rebotaban como si hubiesen chocado con un obstáculo macizo. Creyeron que se trataba de un error; trataron de eliminarlo, sin embargo el fenómeno se presentó cada vez que realizaron el experimento. Los resultados del experimento fueron:

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Estos hechos llevaron a Rutherford a las siguientes conclusiones. 1.- El átomo esta prácticamente vacío, pues la mayoría de las partículas alfa lo atraviesan sin dificultad. 2.- La desviación de las partículas alfa y, sobre todo, el rebote que sufren algunas de ellas, solo se puede explicar si se admite que la casi totalidad de la masa del átomo se encuentra concentrada en un NÚCLEO de dimensiones muy pequeñas comparado con el tamaño del átomo (el diámetro del átomo sería unas 10,000 mayor que el del núcleo). 3.- En el núcleo se debe concentrar también toda la carga positiva del átomo.

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Estructura de la materia Rutherford estudiando la trayectoria de las partículas alfa, pudo calcular la carga del núcleo. El núcleo de oro tiene una carga equivalente a la de 79 protones. 4.- Los electrones deben estar situados a distancias relativamente muy grandes del núcleo, constituyendo la corteza del átomo. Puesto que este es neutro, debe contener tantos electrones como protones. En 1911 Rutherford planteó que el átomo debía ser semejante a un pequeño sistema planetario: un núcleo en el centro y unos electrones girando a su alrededor como lo hacen los planetas alrededor del sol. La fuerza de atracción electroestática desempeñaría en el átomo el mismo papel que la gravitatoria en el sistema planetario. Puesto que la masa del electrón es unas 1,837 veces más pequeña que la del protón, la masa de la corteza es poco importante en comparación con la del núcleo. Por tanto, la masa nuclear es prácticamente igual a la del átomo.

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equivale a una radiación electromagnética. Tal radiación supone una emisión de energía que necesariamente deberá proceder del átomo y, más concretamente, del electrón que gira. De este modo el electrón deberá perder energía, o sea, irá moviéndose cada vez más despacio. Pero en ese caso, la fuerza de atracción electrostática se hará mayor que la centrípeta y el electrón se irá acercando cada vez más al núcleo hasta que, ya sin energía, se unirá a él y se habrá destruido este sistema planetario. 6.- NÚMERO ATÓMICO (Z) Y NÚMERO MÁSICO (A) El físico inglés H. G. MOSELEY publicó en el año de 1913 los resultados de varios experimentos en los que se habían usado diversos elementos como blancos en un tubo de rayos X. Ciertas propiedades de los rayos X generados, en particular sus longitudes de onda, variaban de acuerdo con el material empleado. Moseley pudo relacionar estas longitudes de onda mediante una ecuación matemática en la que se debía asignar a cada elemento un número entero único. Estos números enteros los denominó NÚMEROS ATÓMICOS. El resultado más notable fue que estos coincidían con la carga nuclear descrita por Rutherford. Entonces se llama NÚMERO ATÓMICO Z, de un elemento, al número de protones que tiene en su núcleo. El número de protones varían según la clase de átomos, siendo igual para los átomos de un mismo elemento.

El modelo atómico propuesto por Rutherford no sería estable, como vamos a ver a continuación. Un electrón animado de un movimiento de rotación es una partícula acelerada que, por poseer carga, equivale a una corriente eléctrica variable que, de acuerdo con la teoría electromagnética, crea un campo magnético variable; éste, a su vez, origina uno eléctrico, también variable, y todo esto

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En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones debe ser igual al número atómico (Z); por lo tanto el número atómico (z) indica: 1.- El número de protones que hay en el núcleo. 2.- El número de electrones que existe en la envoltura.

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3.- El lugar que le corresponde al elemento en la tabla periódica. La masa total de un átomo queda determinada por el número total de protones y neutrones que contiene el núcleo. Entonces se LLAMA NÚMERO MÁSICO (A), a la suma del número de protones (Z), más el número de neutrones N. A = Z+N En forma simplificada, el número de masa (A) y el número atómico (Z) de un átomo se puede escribir con el respectivo símbolo. A

Z

X

MODELO CUÁNTICO DE BOHR ANTECEDENTES.Rutherford fue consciente de las limitaciones de su modelo atómico, empero no pudo perfeccionarlo por falta de hechos en los que basarse para continuar; su discípulo el físico danés NIELS BOHR, nacido en 1885 y muerto en 1962, prosiguió los estudios partiendo de las conclusiones de su maestro y usando la información proporcionada por los experimentos de HERTZ, la teoría de los cuantos de PLANCK y los espectros visibles y ultravioleta del hidrógeno. Cabe destacar que por su teoría atómica, ganó el premio Nóbel en 1922. EXPERIENCIA DE HERTZ. EFECTO FOTOELÉCTRICO. EL FOTÓN. El físico alemán HEINRICH R. HERTZ descubrió en el año 1878 que cuando un metal recibe una radiación electromagnética, puede emitir electrones. El fenómeno recibe el nombre de emisión fotoeléctrica o efecto fotoeléctrico, y que no se produce por debajo de una frecuencia umbral, límite para la radiación que lo provoca. De esta experiencia se concluye que los electrones no disponen de cualquier cantidad de energía, tanto para emitir como para absorber. En la emisión y absorción Daniel Bósquez

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son cantidades determinadas de energía las que se ponen de manifiesto. TEORÍA CUÁNTICA DE MAX PLANCK (1900). TEORÍA CUÁNTICA DE LA RADIACIÓN La luz y cualquier radiación electromagnética no es emitida ni absorbida de manera continua sino en forma de CUANTOS o PAQUETES, porciones discontinuas denominadas FOTONES (cantidad mínima de energía de la luz u otra radiación electromagnética). La teoría cuántica establece que la radiación está formada por CUANTOS Y FOTONES, cuya energía es proporcional a la frecuencia de la radiación, es decir, E = h .v, donde v es la frecuencia y h una constante de proporcionalidad. Cuanto mayor sea v mayor será la energía de cada fotón. Es importante señalar que la energía emitida o absorbida por cualquier cuerpo ha de ser siempre un múltiplo de hv, es decir, a de estar constituida por un número entero de fotones. El valor de la constante h, llamada constante de PLANCK, es extremadamente pequeño 6.624 X 10-27 erg/seg, por lo que los efectos de absorción o emisión de un cuanto no son perceptibles en el mundo macroscópico. De aquí la impresión de continuidad de los procesos ordinarios de absorción o emisión de energía.

ESPECTROSCOPÍA CONCEPTOS BÁSICOS.ESPECTROSCOPÍA.- En física y química física, es el estudio de los espectros. La espectroscopia se basa en que cada elemento químico tiene su espectro característico ESPECTRO.- Serie de colores semejante a un arco iris; por este orden: violeta, azul, verde, amarillo, anaranjado y rojo, que se produce al dividir una luz compuesta como la luz blanca en sus colores constituyentes.

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Estructura de la materia El arco iris es un espectro natural producido por fenómenos meteorológicos.

ESPECTROSCOPIO En 1859, los científicos alemanes Gustav Robert Kirchhoff y Robert Wilhelm Bunsen fueron los primeros en darse cuenta de que cada elemento emite y absorbe luz de colores característicos, que componen su espectro. Desarrollaron el espectroscopio de prisma en su forma moderna y lo aplicaron al análisis químico. Este instrumento, que es uno de los dos tipos principales de espectroscopio, está formado por una rendija, un conjunto de lentes, un prisma y un ocular. La luz que va a ser analizada pasa por una lente colimadora, que produce un haz de luz estrecho y paralelo, y a continuación por el prisma. Con el ocular se enfoca la imagen de la rendija. De hecho, lo que se ve son una serie de imágenes de la rendija, conocidas como líneas espectrales, cada una con un color diferente, porque el prisma separa la luz en los colores que la componen. Un segundo tipo de espectroscopio usado habitualmente es el espectroscopio de red, empleado por primera vez a comienzos del siglo XIX por el físico alemán Joseph von Fraunhofer. En estos instrumentos, la luz se dispersa mediante una red de difracción en lugar de un prisma. Una red de difracción es una superficie especular de metal o vidrio sobre la que se ha trazado con un diamante un elevado número de líneas paralelas. Una buena red tiene una gran potencia dispersiva, por lo que permite mostrar detalles mucho más finos en los espectros. Las líneas de la red de difracción también se pueden trazar sobre un espejo cóncavo, de

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forma que la red sirva al mismo tiempo para enfocar la luz y sea innecesario el uso de lentes. En un espectroscopio de este tipo, la luz no necesita pasar por ninguna sustancia transparente, por lo que estos instrumentos se emplean en toda la región ultravioleta y en la región de rayos X. De lo anterior se deduce que el espectroscopio es un instrumento usado para separar la luz proveniente de una fuente de radiación en sus partes componentes y para mostrar las partes en orden de longitud de onda creciente. La distribución de longitudes de onda se llama espectro. Si el espectro se presenta en forma de gráfica, el instrumento que lo registra se llama espectrógrafo. El paso de la luz de una fuente emisora a través de un prisma produce un espectro de emisión. Como muestra la figura (grafico3.10 de qui 1 ), la luz solar separada en sus componentes por un prisma produce un arco iris de colores. Si un espectroscopio es iluminado con luz proveniente de un tubo de descarga eléctrica que contiene hidrógeno, o con luz de un arco de mercurio, aparecen un número de líneas brillantes en el espectro de emisión. Este se denomina espectro de líneas. Cada línea registra luz de diferente longitud de onda. El gráfico muestra las diferentes líneas en la porción visible de los espectros obtenidos para el mercurio y el hidrógeno. Cada elemento produce un espectro de líneas único y característico, sin importar la forma en que se encuentre. Las mismas líneas aparecen para el sodio, ya sea la fuente emisora sodio metálico, clorato de sodio o alguna otra molécula que contenga sodio. Este hecho hace que el espectrógrafo sea un instrumento valioso para identificar los diferentes elementos. Como cada elemento tiene su propio espectro característico y debido a que aquello que distingue un elemento de otro es su estructura atómica, cualquier explicación de los espectros debe también explicar la estructura de los átomos.

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DE LOS EDELVIVES

AQUÍ COPIAR REGULARIDAD ESPECTROSPAG 49-50 DE

J. RYDBERG (1890), descubrió una fórmula matemática que le permitía predecir exactamente las longitudes de onda a las cuales debían aparecer las líneas de un espectro. Más tarde BOHR explicó esta ecuación en términos de un modelo de electrones ordenados alrededor del núcleo.

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SEGUNDO POSTULADO.Las orbitas en las que puede moverse el electrón están cuantizadas de tal manera que su acción física es el cuanto elemental de acción o un múltiplo entero de él. La acción física es energía por tiempo y, teniendo en cuenta cuestiones elementales, podemos escribir. Acción = E.t = F.l.t F.t = m.v

En el año de 1913 BOHR formuló su teoría acerca de la estructura del átomo. En esencia, BOHR describe su modelo atómico a través de tres postulados.

Acción = m.v.l Acción = cantidad de movimiento. Longitud de la orbita

PRIMER POSTULADO.Los átomos están construidos según el modelo de Rutherford, empero los electrones se mueven en órbitas circulares estables y no emiten energía mientras se mantienen en su orbita. Las órbitas (niveles de energía según Bohr) se denominando adentro hacia fuera por las letras mayúsculas, K, L ,M,N,O,P y Q o por un número (n). GRF. P. 66 Q 10 Este postulado supone admitir la creencia de Rutherford de un núcleo macizo y positivo y de anulación de fuerzas centrífuga y electroestática sobre el electrón girando. En el átomo de hidrógeno se puede expresar. K . e2 /r2 = mv2/r En la que K vale la unidad si trabajamos en el sistema electroestático de unidades. También debemos admitir que no se cumple la ley electromagnética por la que toda carga acelerada emite energía radiante

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Acción = m.v.2 pi.r = nh, siendo n un número natural (1,2,3, …..) Al número n, que cuantiza las orbitas, se lo llamó Número cuántico y más tarde, al descubrirse otros número cuántico principal. Con estos dos principios aplicaos al átomo de hidrógeno se calculan radios, velocidades y energía del electrón en cualquier orbita posible. Como ejemplo vamos a calcular la primera orbita. Por el primer postulado: e2 r12

=

2 m. v1 r1

(sistema electroestático)

La carga y la masa del electrón son conocidas. e= 4,8080 . 10-10 u.e.e m= 9.118 . 10-28 g y resulta una relación de v1 y r1 (1)

e2 2 =m.v1 r1 Mundo químico 1


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origen de energía; la energía depende solo de n, pues

Por el segundo postulado: m.v1.2pir1 =nh

2π2me4 h2

relación en la que conocemos m =9.118 . 10-28 g

Es constante y se puede escribir

n =1

energía = - R´. 1/n2 TERCER POSTULADO.-

h =6.624 . 10-27 erg. Seg y que da una nueva relación en v1 y r1 (2) m.v1.2pir1 = 1.h (1)y (2) forman un sistema de ecuaciones que nos da los valores de la velocidad y el radio de la orbita primera del electrón del hidrógeno; los valores que resultan son 2,2 . 108 cm/seg y 5,2 .10-9 cm. Con estos datos es muy fácil calcular la energía del electrón, por que es la suma de la energía cinética y potencial, 2 energía =Ec +Ep = 12 m.v1 +

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e2 r1

Energía cinética.- es la que posee un cuerpo debido a su movimiento. Energía potencial.- es aquella que posee un cuerpo en virtud de su posición o de su composición química. Como la velocidad, radio y energía de las posibles orbitas del electrón son funciones del valor de n, podemos no concretar su valor y hallar estas relaciones que resultan ser: h2n2 Radio = 22πe22 velocidad = 4π h m .ne

Energía =

Un átomo emite energía cuando el electrón salta de una órbita superior activada a otra de menor activación y la absorbe en el paso contrario. Graf pag. 68qy a1 Como la energía de las ondas emitidas viene por el producto h.v ΔE =energía emitida =E2 E2 = h. v

Siendo E2 la energía del estado inicial y E1 del final. La energía E2 depende del número cuántico de la órbita, n2, como E1 depende de n1.

-R´(1/n12)

E 2 = -R´(1/n22)

;

E1 =

La energía emitida será: E = energía emitida = E 2 – E1 = R´(1/n21 – 1/n22) Las distintas orbitas fueron denominadas por las letras K, L, M, N, O, P, Q, o por sus números cuánticos principales 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7. El número de electrones posibles está dado por la fórmula 2n2. Entonces será:

La expresión de la energía se obtiene con signo negativo debido a que se ha tomado el origen de radios no coincidente con el

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K

2 x 12 = 2 electrones

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L


M


N


0


P


Q


En la práctica ningún elemento puede llevar en el último nivel más de 8 electrones (y un mínimo de 1); en la penúltima no llevará menos de 8 ni más de 18 electrones; asi mismo ninguna de sus órbitas intermedias llevará más de 32 electrones. Por lo tanto la distribución electrónica general que se tomará como base de acuerdo al modelo de Bohr, será la siguiente:

K

2 electrones

L

8 electrones

M

18 electrones

N

32 electrones

0

32 electrones

18 e

P

18 electrones

8e

Q

8 electrones

a

1e

Para efectuar la distribución electrónica tomaremos en consideración que:  El número de saturación no puede ser cambiado.  Varía el número de saturación del nivel más externo:

 El antepenúltimo nivel llevará el mínimo de 18 y el máximo de 32 electrones.  Se aplica en los elementos localizados en las columnas I AB a la VII AB. Ejemplos.

Los niveles superiores se encuentran incompletos. El nivel externo de un átomo neutro no debe tener más de 8 electrones. A pesar de su éxito la teoría de Bohr resultó incompleta por que con espectroscopios de gran precisión se observaron rayas que no podían explicarse.

CORRECCIÓN DE SOMMERFELD En 1915 el físico alemán Arnold Sommerfeld amplió el trabajo de Bohr, aplicándolo a posibles órbitas elípticas. El hecho experimental básico que corroboró la corrección fue el perfeccionamiento de los espectros copios, que permitieron, con su mayor poder de resolución, descubrir que casi todas las líneas del espectro del hidrógeno eran varias muy juntas y que por ello se había creído que eran simples. Por ejemplo, la primera línea de Lyman es un Conjunto de dos líneas muy próximas. Si analizamos las causas de este fenómeno hemos, de concluir que lo que Bohr creyó estados únicos eran estados muy próximos entre sí o, dicho de otra forma, donde se pensó que había una órbita circular para el electrón, debe haber varias órbitas muy próximas. Una explicación gráfica sencilla del desdoblamiento en dos de la primera línea de Lyman se realiza sobre un diagrama de energía en que el nivel 1 permanezca sin multiplicidad, sin embargo el n = 2 sea en realidad un conjunto de dos muy próximos.

 El último nivel puede llevar de 1 a 8 electrones.  El penúltimo nivel puede llevar como mínimo 8 y el máximo 18 electrones.

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Estructura de la materia Gra. Pag. 50 cerca de la qui.

Después de un estudio bastante más complejo que el de Bohr, Sommerfeld encontró otro número cuántico que completa el primero y determina los posibles subniveles de energía para cada valor de n. Se llamó número cuántico azimutal y lo formuló mediante la letra ele minúscula, l.

Grafo pag51 cerca de la quimica.

SEGUNDA CORRECCIÓN DEL ÁTOMA DE BOHR EFECTO ZEEMAN Cuando se realiza la obtención del espectro del hidrógeno, mientras la muestra de gas excitada está dentro de un campo magnético, se observa un nuevo desdoblamiento de la estructura fina analizada por Sommerfeld; cada una de las rayas finas da origen a varias. Este fenómeno desaparece al hacerlo el campo magnético, por lo que no se puede pensar que correspondan a nuevos estados distintos de energía del electrón. Es un efecto provocado por la interacción del campo magnético exterior impuesto y el campo magnético creado por el electrón al girar en su orbita, y estas interacciones

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ocasionan las ligeras variaciones de energía que desdoblan las líneas

Gra.pag 52 cerca de la quimica. Sabemos que existen fuerzas entre polos magnéticos que, si están en movimiento, actuarán sobre ellos frenando o aumentando su velocidad y siempre variando la energía cinética que poseían. Algo parecido ocurre con los electrones dentro de un campo magnético. La forma de solucionar el problema con el efecto Zeeman, ( cuando se obtiene el espectro del hidrógeno en presencia de un campo magnético, se observa un desdoblamiento de las rayas) nombre con que se conoce al fenómeno en honor del físico holandés que lo descubrió, es pensar que para algunas de las órbitas de Sommerfeld existen varias orientaciones posibles en el espacio que interaccionan de forma distinta con el campo exterior;. Conocido el hecho de la distinta orientación posible de las órbitas de Sommerfeld, Hubo que determinar un nuevo número cuántico que fijase su disposición en el espacio. Se lo llamó número cuántico magnético y se formuló con la letra m minúscula, m. Los valores encontrados para m son, para cada número cuántico azimutal determinado. Para determinar el electrón del hidrógeno en una de sus muchas posiciones se necesitan ahora tres números cuánticos. Escribo los tríos posibles para n = 4 en el orden (n.l.m)

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Estructura de la materia (4,0,0) (4,1,-1);(4,1,0);(4,1,+1) (4,2,-2);(4,2,-1);(4,2,0);(4,2,+1);(4,2,+2) (4,3,-3);(4,3,-2);(4,3,-1);(4,3,0);(4,3,+1); (4,3,+2);(4,3,+3) El número de las posibles orbitas crece a medida que aumenta el número cuántico principal y para cada valor de este coincide con la suma de igual cantidad de impares (2l+1): 1, 1+3, 1+3+5, 1+3+5+7, etc. Es decir, 1, 4, 9, 16, etc., para los números cuánticos principales 1, 2, 3, 4, etc., respectivamente

TERCERA CORRECCIÓN DEL ÁTOMO DE BOHR. EFECTO ZEEMAN ANÓMALO. Analizando más cuidadosamente los espectros obtenidos en efecto Zeeman, se comprobó que cada línea de ellos eran dos muy juntas, empero diferenciadas perfectamente. Este hecho recibió el nombre de EFECTO ZEEMAN ANÓMALO. Para explicarlo, Uhlenbeck y Goldsmith propusieron considerar al electrón como una esfera cargada que puede girar sobre si misma. Este nuevo movimiento considerado produce un campo magnético, que sumado al provocado por el de traslación en su orbita da el campo magnético total del electrón. Pag. 54 gra. Cer. Qui.

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cuantizadas por llevar asociada una energía y para determinar estas cuntizaciones hay que establecer un cuarto número cuántico, el de giro o SPIN, formulado con la letra s minúscula, s. Sus valores son +1/2 y -1/2, siendo independiente de los otros números cuánticos. Con estas aportación se puede explicar el efecto Zeeman anómalo, ya que los dos campos magnéticos distintos debidos al spin puede dar, para cada estado anterior estudiado, dos distintos. El contenido energético de ellos es idéntico (estados degenerados) pero la orientación del campo magnético total es diferente, lo que hace que la interacción con el exterior sea distinta y aparezcan las dos rayas, aunque tan juntas que se confundieron durante mucho tiempo. Lo anterior equivale a multiplicar por 2 a las formas estudiadas para el electrón del hidrógeno, porque en cada órbita puede girar de dos modos distintos. Si queremos expresar mediante formulación matemática la situación del electrón habremos de utilizar los cuatro números cuánticos (n,l,m,s). Para n = 1, el electrón del hidrógeno puede estar según (1,0,0,1/2), (1,0,0,- ½). Para n= 2. (2,0,0,1/2), (2,0,0,-1/2) (2,1,-1,1/2), (2,1,-1,-1/2), (2,1,0,1/2), (2,1,0,1/2), (2,1,1,1/2) (2,1,1,-1/2) ….. El número de estados para las órbitas K (n=1) es 2. El número de estado para las órbitas L (n=2) es 8. El número de estado para las órbitas M (n=3) es 18. En general el número de estado es 2n2.

El giro sobre si mismo puede ser de varias formas, cada una de las cuales contribuirá de manera distinta al campo magnético total. Las rotaciones estarán

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A pesar de estas sucesivas correcciones, el átomo de Bohr, concebido como un conjunto de partículas en sistema planetario, se ha visto incapaz de solucionar y coordinar las nuevas informaciones sobre los electrones, por lo que ha habido que buscar una concepción nueva del átomo. Esto no quiere decir que no se puede usar

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para resolver muchos problemas sencillos a los que da solución.

MODELO ATÓMICO ACTUAL MODELO ATÓMICO CUÁNTICA

DE

MODELO ÁTOMO

ONDULATORIO

MECÁNICO

LA

MECÁNICA DEL

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matrices de Heisemberg, y otro con mayor aspecto físico, que es la mecánica ondulatoria de Schrodinger, que es la que vamos a considerar. Los principios básicos de los que parte son: 1.- El dualismo corpúsculo – onda. 2.- El principio de incertidumbre, y 3.- la teoría de los cuantos de Planck. CONCEPTO BÁSICO.

CONCEPTO BÁSICO.TEORÍA CUÁNTICA. Teoría cuántica.- teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

Dualidad onda-corpúsculo.Posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. El principio fundamental de la teoría cuántica es que una entidad que estamos acostumbrados a considerar como una partícula (por ejemplo, un electrón, con un momento lineal p) puede comportarse también como una onda, mientras que otras entidades que solemos concebir como ondas (por ejemplo, la luz, con una longitud de onda λ) también pueden describirse como corpúsculos (en este caso, fotones). La longitud de onda λ y el momento lineal p de una entidad cuántica están relacionados por la ecuación pλ = h, donde h es una constante conocida como constante de Planck. DUALISMO ONDA - CORPÚSCULO (LOUIS VICTOR DE BROGLIE, 1924).

ANTECEDENTES.LA MECÁNICA CUÁNTICA.Para resolver los problemas que presentaba la teoría atómica, los físicos WERNER HEISENBERG, alemán, y ERWIN SCHRODINGER, austriaco, crearon en 1925 (26) de forma independiente, una doctrina que fue posteriormente ampliada y organizada por los físicos M. BORN, alemán, P DIRAC, inglés, y JORDÁN alemán, y se conoce con el nombre de MECÁNICA CUÁNTICA. La Mecánica Cuántica puede estudiar la estructura atómica desde dos puntos de vista diferentes: uno puramente teórico y matemático, que constituye la mecánica de Daniel Bósquez

NEWTON enunció la naturaleza corpuscular de la luz; HUYGENS estudió su aspecto ondulatorio y a través de él logró explicar los fenómenos de reflexión, refracción y difracción refractar. tr. Fís. Hacer que cambie de dirección un rayo de luz u otra radiación electromagnética al pasar oblicuamente de un medio a otro de diferente velocidad de propagación difracción. (Der. de diffractus, roto, quebrado). f. Ópt. Desviación del rayo luminoso al rozar el borde de un cuerpo opaco

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En 1887 se descubrió el efecto foto eléctrico que necesita para ser explicado del aspecto corpuscular. El efecto COMPTON (choque de electrones) aseguró la necesidad de conciliar los dos aspectos ondulatorio y corpuscular para la luz.

LOUIS VICTOR DE BROGLIE físico francés en 1924 encontró la relación entre las magnitudes asociadas a los dos aspectos:

mc2 hv

Energía asociada a la masa = Energía asociada a la onda = Mc2 = hv

= h/mc

y se preguntó por qué, si el fotón o corpúsculo de luz lleva una onda asociada, no puede hacerlo cualquier otra partícula. Creyó que era posible y enunció su célebre postulado: Todas las partículas elementales manifiestan un dualismo onda – partícula, llevando una onda asociada. Esta hipótesis ha sido confirmada en lo que respecta al electrón por Davisson y Germen en 1927, al lograr difractar un haz de electrones. Hoy se domina esta técnica perfectamente y se usa en los microscopios electrónicos. Si los electrones sufren difracción es por que son ondas. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE HEISEMBERG 1927. Se sabe que es imposible hacer una medida en el átomo sin interaccionar con él. Para obtener de él información hay que excitarle con energía, bombardeándole, para que conteste. Empero esta información no es del sistema que existía antes de nuestra actuación, que es el que deseamos conocer, sino de uno deformado. Siempre se observa con alguna incertidumbre todo sistema. Debido a esto Heisemberg enunció en 1927:

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Es imposible conocer con exactitud y a la vez la posición y la velocidad de una partícula. La hipótesis de Heisemberg está plenamente aceptada y el principio de incertidumbre se ha generalizado a muchos más aspectos que los cuantitativos, y así se dice por, ejemplo, que ignoramos la realidad concreta del electrón en un átomo, ¿es una esfera definida de masa y carga?, ¿es una nube dispersa de masa y carga?, ¿responde a otra realidad?... No estamos seguros de lo que es el electrón. Es considerado con una imagen u otra según nos convenga para explicar los fenómenos. Quizá todas las descripciones sean aspectos posibles de su realidad física, completándose unos con otros. LA ECUACIÓN DE SCHRODINGER. En 1926, Edwin Schrodinger describió el comportamiento del electrón en un átomo de acuerdo con consideraciones estadísticas, en términos probabilísticos. Schrodinger consideró que la trayectoria definida del electrón, según Bohr, debe sustituirse por la probabilidad de hallarlo en una zona del espacio periférico al núcleo atómico. Esta probabilididad es también la densidad electrónica o nube de carga electrónica, de modo que las regiones donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón, son las zonas de alta densidad electrónica. Las ecuaciones de Schrodinger delimitan regiones en el espacio, que corresponden, más o menos a los orbitales establecidos por Bohr, pero que designan las zonas en las cuales la probabilidad de hallar un electrón, en un momento dado, es muy alta. Es decir, no podemos decir donde estará ese electrón en un momento t, sino cual es la probabilidad de que dicha partícula se encuentre en la zona observada en ese momento. Estos orbitales se describen por medio de cuatro parámetros, llamados números cuánticos. POSTULADOS ONDULATORIA

DE

LA

MECÁNICA

El desarrollo de la M. O. (Mecánica Ondulatoria) se ha hecho aplicando los anteriores principios mediante seis

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Estructura de la materia postulados. Para unos objetivos de ligera e intuitiva iniciación bastan los dos primeros. PRIMER POSTULADO DE LA M. O. El estado de un sistema viene dado por una función, llamada función de estado, que debe ser aceptable.

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sistema de ejes; el impulso, mv, porque la velocidad y la masa se pueden medir; la energía, etc. Se llama operador en matemática al símbolo de una operación. Así el operador d/dx es el símbolo de la operación derivada respecto a la variable x, d/dx(y=x 3)

dy/dx=d(x 3)/dx

2

Si hemos admitido que cada partícula lleva asociada una onda, tiene que existir una ecuación de onda que la describa. En física elemental se estudian las ecuaciones de los movimientos ondulatorios: es lógico pensar que también las ondas asociadas a las partículas podrán describirse mediante una relación matemática de variables o ecuación de onda. La función de estado se simboliza por la letra griega u y depende de las coordenadas del espacio de todas las partículas que existían en el sistema, y del tiempo. En el caso del electrón del hidrógeno será (x, y, z, t) por referirse a una sola partícula. La condición de aceptable que aparece en la formulación del postulado se refiere a que debe ser uniforme, continua y con cuadrado integrable.

y´= 3x

SEGUNDO POSTULADO DE LA M. 0.

La lectura de la expresión es operador hamiltoniano igual a menos la constante de Planck al cuadrado dividido por ocho pi cuadrado veces la masa de la partícula, factor común de la suma de las segundas derivadas parciales de la función respecto a x, y, z; y todo ello sumando de la función energía potencial V.

A cada observable del sistema corresponde un operador de la ecuación de ondas o función de estado. Se llama observable en M. O. a todo aspecto del sistema susceptible de ser medido. Por ejemplo, la posición es una observable por que se puede medir en un NÚMEROS CUÁNTICOS. El modelo Mecánico – Ondulatorio del átomo describe cada electrón en términos de cuatro números cuánticos que son: n, l, m y s. Estos números permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor del núcleo donde se puede encontrar el electrón. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n).

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y el operador lóg2 es el símbolo de otra operación. La M. O. construye de tal forma la ecuación de ondas que, aplicando operadores adecuados a ella, se obtiene toda la información deseable del sistema. Existe el operador posición que, aplicado sobre u , da la expresión de la posición; el operador impulso, el operador energía o hamiltoniano, etc. El más importante de los operadores es el de energía o hamiltoniano. Consta de dos partes: una opera sobre la energía cinética y otra sobre la potencial. Se simboliza con una H y su expresión es H = - h2/8pi2m(v)2 + v

El número cuántico principal puede tener cualquier valor entero positivo, y estos pueden ir desde n = 1 a n = 7. El número cuántico principal determina el nivel de energía principal o capa donde se encuentra el electrón. La capa n = 1 es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía. De esto se deduce que mientras mayor sea el valor de n, la distancia entre un electrón presente allí y el núcleo atómico será mayor. De la misma manera la energía que esta partícula posea será mayor. Cada nivel cuántico se satura o lleva un determinado número de electrones que corresponde a la fórmula 2n2, así:

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Nivel de energía (n) 1 2 3 4

Número de epor nivel (2n2) 2 8 18 32

Número cuántico Principal N 1 2 3 4

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Los niveles superiores son incompletos.

Número azimutal l l = n-1 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

cuántico

Estado correspondiente para el electrón y fórmula

Órbita circular 1s Órbita Órbita Órbita Órbita Órbita Órbita Órbita Órbita Órbita

circular 2s elíptica 2p circular 3s elíptica 3p elíptica 3d circular 4s elíptica 4p elíptica 4d elíptica 4f

NUMERO CUÁNTICO ORBITAL O AZIMUTAL (l).

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Este número cuántico determina el subnivel o subcapa dentro del nivel principal de energía. Indica la forma de la nube electrónica u orbital alrededor del núcleo. Los números cuánticos orbitales se designan por las letras s, p, d, f. Estas letras representan las características de las líneas espectrales que sirven para identificarlas.

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Si Si Si Si

n n n n

= = = =

1, 2, 3, 4,

l l l l

= = = =

o, 1, 2, 3,

l = n-1, l = n-1, l = n-1, l = n-1,

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l = 1-1, l = 2-1, l = 3-1, l = 4-1,

l=0 l=1 l=2 l=3

s = Sharp o neta. p = Principal. d = Difusa. f = Fundamental. Para cada valor de n, l puede tomar todos los valores comprendidos entre 0 y (n-1). Por lo tanto estos valores se obtienen relacionando los niveles n y l con la fórmula l = n-1. Veamos de donde salen estos valores.

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m o ml). Define la orientación que pueden presentar los orbitales de un mismo subnivel en relación con un campo magnético externo. Cada subnivel consta de valores enteros comprendidos entre -l y + l. Así, si l = 2, los valores posibles de m serán: -2, -1, 0, +1, +2.

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uno o más orbitales electrónicos, y el número cuántico magnético describe el número de orbitales de determinada clase en cada nivel principal de energía. Para cada valor de l, m puede tomar todos los

Subnivel

Valore s de l = n-1

s

0

p

1

d

2

f

3

Número de electrone s 2(2l+1) 2(2.0+1) =2 2(2.1+1) =6 2(2.2+1) = 10 2(2.3+1) = 14

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Represen tación

s2 p6 d10 f14


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Número Cuántico principal (n)

Número cuántico azimutal (l)

Número Cuántico Magnético (m)

Descripción De la Órbita

Formulación De la órbita

1

0

0

Circunferencia

1s

0 1

0 -1 0 1

Circunferencia elipse de eje mayor XX´ elipse de eje mayor ZZ´ elipse de eje mayor YY´

2s 2px 2pz 2py

0

0

Circunferencia

3s

-1 0 1 -2 -1 0 1

elipse de eje mayor XX´ elipse eje mayor ZZ´ elipse de eje mayor yy´ Elipse Elipse Elipse Lipse

3px 3pz 3py 3dxy 3dxz 3dz2 3dyz

2

Elipse

3dx2- y2

2

1 3 2

NÚMERO CUÁNTICO POR ESPÍN (s 0 ms). Describe la orientación del giro del electrón. Puede tener valores de +1/2 o -1/2. Será +1/2 cuando gira en el sentido de las manecillas del reloj y -1/2 en sentido contrario. Este giro también se puede representar por medio de flechas contrarias.

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ORBITALES ATÓMICOS (OA). Cada conjunto de valores de n, l y m constituye lo que en mecánica cuántica se llama un orbital, y este es la región del espacio próxima al núcleo del átomo, en donde existe mayor probabilidad de encontrar el electrón. FORMA DE LOS ORBITALES.Como se mencionó antes, el valor del número cuántico azimutal, l, indica la forma de cada orbital particular o subnivel, así: Si l = 0, la región del espacio es esférica y se representa con la letra s; por tanto, el orbital s tiene forma esférica y cuando hay un solo electrón se sombrea.

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Si l = 1, la región del espacio presenta dos lóbulos orientados en cada uno de los tres ejes: x, y, z; por tanto, los orbitales p tienen forma parecida a dos peras unidas por la parte delgada, también se dice que tienen la forma de pesas de gimnasia o de corbata de lazo.

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Si l = 2, la región del espacio tiene forma de elipsoides, con direcciones y tamaños distintos a los p. El orbital dz2 tiene una forma especial

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ÁTOMOS (NOTACIÓN ESPECTRAL)

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DE

Debe detenerse en cuenta ciertos principios o reglas que permiten asignar configuraciones electrónicas probablemente para los átomos de los diferentes elementos. Es un principio fundamental que la configuración electrónica asignada debe estar de acuerdo con el comportamiento experimental

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observado, el que generalmente se refleja en datos espectroscopios electromagnéticos. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6, 6f14, 7d10, 7f14.

 En un átomo no pueden existir 2 electrones que posean los cuatro números cuánticos iguales. 1e n1 Mo ms ½ 2e n1 ms ½

1.- Los elementos tienden a ocupar orbitales de energía mínima. A partir de un diagrama de niveles energéticos es posible establecer la secuencia con la que se llena los orbitales. Experimentalmente el esquema de energía para los orbitales en átomos se representa así:

 El principio de la multiciplicidad máxima( regla de ), básicamente los electrones de un átomo se distribuyen en los subniveles de menor energía o regla general, un subnivel debe llenarse por completo antes de ocupar el siguiente. Esta regla fue propuesta por Hung y se la conoce como el principio de la multiciplicidad máxima. Hung también aclaró que los electrones se van ubicando uno a uno en los orbitales de un mismo subnivel. Solo cuando cada orbital de un mismo subnivel posee un electrón, se comienza a ubicar con ellos electrones con Espines contarios. Por tradición científica existe una fórmula particular de representar la distribución de los electrones de un átomo. a).- En primer lugar los físicos escriben el número cuántico principal (1, 2…) a la izquierda del número cuántico secundario, el cual se representa con una letra. b).- El número de electrones presentes en cada subnivel se escribe en la parte superior derecha del número cuántico secundario.

El mismo orden de energía de los subniveles no es necesariamente el orden de energía de los niveles. A partir del nivel 3 se representa una anteposición de los subniveles del nivel de mayor energía en relación con algunos de los subniveles del nivel de menor energía. En el caso concreto 4s tiene menor energía que el 3d y si el 5s tiene menor energía que los subniveles 4d y 4f. En 1925 Wolfang estableció un principio que lleva su nombre y estableció que:

2 secundario

# de electrones # Cuántico

# Cuántico principal

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TABLA PERIÓDICA ELEMENTOS QUÍMICOS.

Modelos atómicos

DE

LOS

El descubrimiento de los elementos y la necesidad de su clasificación.- el concepto actual de elemento según la idea de Boiler desarrollado posteriormente por Laboisier condujo en primer lugar a establecer que sustancias de los entonces conocidos eran elementos en el estudio de las propiedades de los cuerpos, ha aislar estos elementos a partir de sus compuestos. La identificación de toda la serie de elementos naturales, hoy concreta conocida, ha exigido muchísimos años de intensa labor y en la actualidad, la investigación en este campo está dirigida a la creación de nuevos elementos producidos artificialmente, en una tarea que por sus medios, objetivo y alcance sobrepasan en grado zumo la gran obra de los alquimistas. El descubrimiento de un gran número de elementos y el estudio de sus propiedades puso enseguida de manifiesto entre algunos de ellos ciertas semejanzas tal como las existen entre el Cl, Br y I o entre el Na y el K los cuales se comportan químicamente de manera parecida. Este indujo a los químicos a buscar una clasificación de los elementos no solo con el objeto de felicitar sus conocimientos y descripción sistemática en función de sus analogías y diferencias sino, más importante para promover direcciones en las que la investigación pudiese concluir a nuevos avances en el conocimiento de la materia. Una primera división de los elementos atendieron a su aspecto y propiedades físicas fue en metales y no metales

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llamados impropiamente metaloides, realizada por Laboisier. Laboisier en su tabla de las sustancias agrupa los elementos en no metálicos formadores de ácidos, metálicos formadores de ácidos, formadores de sales, etc. Y Dumas estableció diversas familias naturales de elementos tal como los alógenos (F, Cl, Br, I, At). La de los anfígenos exceptuando el O (S, Se, Te, Po), etc. Atendiendo a su análogo comportamiento químico, pero estas y otras divisiones de los elementos tenían un carácter particular y en algunos casos eran completamente artificiosas. La determinación de los pesos atómicos proporcionó la base para la clasificación general de los elementos, al ser la masa de los átomos su propiedad común más significativa.

TRIADAS DE DOBEREINER Y LA LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS. Un primer paso en la clasificación de los elementos se deben a Jhon Wofgang Dobereiner químico alemán que en 1817 mostró que el peso atómico del (Sr) era aproximadamente igual al valor medio de los pesos del (Ca) y (Ba ) elementos químicamente análogos al (Sr). En 1829 demostró la estructura de otros grupos de tres elementos que se denominan triadas (Cl, Br, I) otra triada (Li, Na, K) en los que aparecía la misma relación para el peso atómico del correspondiente elemento intermedio, según puede observarse a continuación, con los valores actuales de los pesos atómicos. Formula:

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1er + 3er 2

Elemento Peso atómico C 40.08 Sr 87.63 Ba 137.36

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marcadamente en sus propiedades físicas y químicas y en sus valencias, pero los 7 elementos siguientes (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl) so0n muy parecidos a los anteriores de Elemento Peso atómico Cr 35.457 Br 79.916 I 126.92

Elemento Peso Elemento Peso atómico atómico Li 6.94 S 32.066 Na 22.997 Se 78.96 K 39.096 Te 127.61 la primera octava. La tercera octava principal con el K, análogo, Li, Na, al que sigue el Ca, parecido al Be, y Mg, pero más allá de estos dos elementos la ley de las Hacia 1850 los químicos habrán llegado a octavas de Newlands ya no puede aplicarse, identificar unas 20 triadas lo que indicaba pues hasta llegar al Br, el elemento más la existencia entre los elementos de una próximo parecido al Cl existen 17 elementos cierta regularidad. en vez de 7. En1862 Alexandre Emile Beguyer de La ley de las octavas marcaba las Chancourtois construyó su Viss Tellurique diferencias la división de los elementos en en los que los elementos estaban situados familias naturales (grupos) y en periodos, por orden ascendente de pesos atómicos en pero la periocidad de 8 parecía tan una hélice arrollada sobre un cilindro arbitraria y fantasiosa que la idea de vertical cuyos puntos correspondientes Newlands fue incluso ridiculizada al diferían en 16 unidades de peso atómico. indicársele sino se obtendrían análogos Los elementos análogos caían prácticamente resultados o alguna armonía insospechada al en la misma generatriz y, por tanto, disponer los elementos en orden alfabético. aparecía una cierta repetición periódica de propiedades, pero su diagrama pareció muy complicado y artificial y recibió poca atención. En 1864 el químico inglés Johnn Newlands ordenó los elementos en orden crecientes de sus pesos atómicos en grupos de 8, y observó que el octavo elemento a partir de uno cualquiera podría considerarse como una repetición del primero de manera análoga al las notas en la escala musical. Dejando a parte el H elemento de menos peso atómico los 7 elementos siguientes (Li3, Be4, B5, C6, N7, O8, F9) difieren

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CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS DE MENDELEEV. Los elementos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Dmitri Ivanovich famoso químico ruso, el cual, al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos y en especial las valencias y los pesos atómicos halló una repetición periódica de las propiedades de los elementos y sus correspondientes compuestos cuando los elementos se ordenan por orden creciente de sus pesos atómicos. Los periodos e intervalos no tenían siempre la misma longitud, la diferencia de los propuesto de Newlands pero en cada uno existía una análogo variación gradual de las propiedades de los elementos de manera que los elementos de un mismo grupo o familia se correspondían en los sucesivos periodos. Sobre esta base de las propiedades de los elementos con función periódica de sus pesos atómicos, Mendeleev publicó en 1869 su tabla periódica en la cual estaba ordenada todos los elementos entonces conocidos (63) y de modo que los elementos

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de cada familia aparece situado en una misma fila horizontal y no como es costumbre en la misma columna o grupo. Convencido del carácter general de su tabla no dudó en dejar vacío algunos lugares en la tabla así como el de invertir el orden del Teluro (128) y el Yodo (127) y de suponer dudosos los peso de algunos elementos. Dos años más tarde Mendeleev modificó su tabla variando la posición de algunos elementos como consecuencia de los nuevos valores de sus pesos atómicos. En esta nueva época Julius Lothor Meyer insigne médico, químico alemán, estudio también la relación entre el peso atómico de los elementos y sus propiedades físicas, lo que lo llevo a representar gráficamente los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad y comportamiento electroquímico y otras propiedades de los elementos en función de sus pesos atómicos, mostrando todos los gráficos de una variación periódica. Lothor Meyer propuso en 1869 una tabla periódica incompleta parecida a la de Mendeleev en la que dejaba también lugares vacíos para elementos que aún no se habían descubierto, pero fue conocida con posterioridad a la de Mendeleev la cuál era más completa, más sencilla y más audaz. En 1871 propuso una tabla periódica con 8 columnas obtenidas por desdoblamientos de los periodos largos en dos periodos externos de 7 elementos (Grupos I al VIII, subgrupo a, b) y un grupo central formado por tres elementos análogos (grupo VIII). Los periodos quedaron dispuestos en filas horizontales y los grupos en columnas tal como se conoce actualmente. El descubrimiento del He, causó a Mendeleev una gran contrariodidad ya que el nuevo elemento no tenía lugar adecuado en la

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tabla, pero en el fondo fue una brillantísima confirmación de su ley periódica y que el He junto con los demás gases nobles descubiertos seguidamente constituyó el grupo de la tabla periódica.

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Li z = 3 = 1s2, 2s1. Na z = 11= 1s2, 2s2, 2p6,3s1 Todos los elementos en el grupo VIIa tienen orbitales externos designados por n s2, n p5, lo que significa que poseen 7 electrones en el último nivel de energía.

ESTRUCTURA GENERAL DE LA TABLA PERIÓDICA MODERNA.

F z =9 1s2, 2s2, 2p5 Cl z =17 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

En la tabla periódica moderna o formación larga del sistema periódico se ordena los elementos de acuerdo con su número atómico en forma creciente y está diferenciada en columnas verticales de los elementos conocidas como grupos o familias, y en las filas horizontales denominadas periodos.

Algunos grupos de elementos nombre de familia así:

GRUPOS O FAMILIAS. En la tabla se designan los grupos con números romanos y letras. Los grupos ( Ia al VIIIa) se conoce como elementos representativos, los grupos(b) (-2b), junto con el ocho y las series lantánidos y actínidos, comprenden a los elementos de transición; el grupo 0 está integrado por los llamados gases nobles o inertes. Los elementos que están ubicados en un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes; las propiedades químicas de un elemento dependen de los electrones que presenten sus átomos en el último nivel de energía, los cuales se conocen como electrones de valencia (según Mendeleev). Todos los electrones en el grupo Ia tienen un orbital externo representando por n = s1, donde n es el número cuántico principal de la capa externa.

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reciben

1.- Los elementos del grupo Ia se denominan metales alcalinos; está constituido por los elementos ( H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) se caracteriza por ser blandos, de puntos de fusión baja y densidades bajas, sus átomos presentan electrón en su capa más externa. Su oxidación es de +1 y su valencia es 1. Químicamente son bastante reactivos; se combinan directamente con no metales para formar sales. Con el agua desprenden H y dan soluciones a cuosas de Hidróxido: (Na+H NaH). El número aunque pertenece al grupo Ia no se incluye como alcalino, ya que sus propiedades lo diferencian de ellos. Estos elementos tienen valenia 1 y número de oxidación +1. 2.- Los elementos del grupo IIa se llaman metales alcalinos térreos y está integrado por los elementos (Be4, Mg12, Ca20, Sr38, Ba56, Ra88). Son más duros, más densos y con puntos de fusión más elevados que los elementos alcalinos; no son tan reactivos como aquellos aunque reaccionan lentamente en agua fría, los átomos de cada elemento poseen 2 electrones en la capa más externa (n s2).

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Presentan valencia 2 y número de oxidación +2. 3.- Los elementos del grupo IIIa (B5, Al13, Ga31, In49, Tl81) presentan propiedades químicas que varían de no metal (anfóteros) a metal a medida que aumenta su número atómico. Todos son metales exceptuando el B y sus átomos tienen 3 electrones en su última capa (ns2; np1). Tienen valencia 3 y el número de oxidación +3 y +1. 4.- Los elementos del grupo IVa o familia del C lo integran (C6, Si14, Ge32, Sn50, Pb82), cambian de carácter de no metálico a metálico así, el C y el Si se consideran no metales y se caracterizan por formar compuestos de cadenas largas tales como hidrocarburos y silicatos. El Ge, Sn y Pb poseen características metálicas. Los elementos de este grupo presentan 4 electrones en su nivel más externo, es decir, su configuración electrónica termina en (ns2, np2) su valencia es de 4 y su número de oxidación es de +2 y +4. La electronegatividad y energía de ionización disminuyen al descender en el grupo. 5.- El grupo Va o familia del N la integran los elementos (N7, P15, As33, Sb51, Bi83). El nitrógeno y el P son elementos no metales; el As y el Sb son anfóteros y el Bi es metal. Su configuración electrónica indica que poseen 5 electrones en el último nivel, es decir, (ns2; np3). Tienen valencia 5 y número de oxidación +1, +2, +3, +4, +5 para el N +3 y +5 para los demás. La electronegatividad y energía de ionización disminuye al descender en el grupo.

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6.- Al grupo VIa o familia de los anfígenos que están formado (O8, S16, Se34, Te52, Po84). Presentan propiedades químicas de no metales menos el Po que es un metal. Sus átomos presentan 6 electrones en su último nivel, es decir, su configuración electrónica es (ns2, np4). Tienen valencia 6 y número de oxidación -2 para el O, y +2, +4, +6 S; Se, Te. La electronegatividad disminuye al descender en el grupo y la energía de ionización disminuye a lo largo del grupo. 7.- Los elementos del grupo VIIa se denominan alógenos que significa formador de sal y describe una de sus propiedades características, o sea la capacidad para formar compuestos iónicos o sales al combinarse en metales integran este grupo (F9, Cl17, Br35, I53, At85). Son elementos no metálicos y bastantes reactivos. Todos presentan 7 electrones en el último nivel de energía, porque es decir su distribución electrónica termina en (ns2, np5). La reactividad decrece al descender en el grupo. Su valencia es 7 y sus números de oxidación dependen del elemento por ejemplo: F-1, Cl +1, +3, +5, +7, Br -1, +3, +5, +7, I +1, +3, +5, At +5, +7. 8.- El grupo VIIIa se denominan los gases inertes, porque se creía que químicamente eran inertes, sin embargo, recientemente se han descubierto que son capaces de formar compuestos, por los que ahora se acostumbra llamarlos gases nobles. Este grupo esta formado por (He2; Ne10; Ar18; Kr36; Xe54; Rn86). Los elementos de este grupo presentan distribución electrónica en el último nivel

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(ns2, np6), exceptuando el Helio que únicamente tiene 2 electrones en total. Tienen valencia 8 y número de oxidación 0. No tienen electronegatividad y la energía de ionización es alta y decrece a lo largo del grupo de arriba hacia abajo.

PERIODOS Los periodos se rigen de arriba hacia abajo. Son 7 y están marcados con número arábicos (n1 a n7), que representan los números cuánticos principales (n). El lugar que ocupa cada elemento dentro de su grupo esta determinado, además del número de electrones ene el último nivel, por los números de niveles de energía ubicada en la misma fila horizontal o periodo. El primer periodo solo lo componen dos elementos (muy corto) H; He. Sigue el segundo periodo (2 y 3) de ocho elementos de cada uno (corto) que comprenden: Perio2= (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne) Perio3= (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar,) Los periodos 4 y 5 contienen 18 elementos cada uno; ocho de ellos pertenecen a los grupos a y 10 elementos denominados de transición desde el potasio el criptón, rubidio al xenón. Periodo4= (K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr) Periodo5= (Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe) Siguen un sexto periodo con 32 elementos, 14 de ellos se han colocado fuera de la tabla y reciben el nombre de serie lantánida

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o de las tierras raras. Se inicia con el Cesio y termina con el Lutencio. El séptimo y último periodo se encuentra incompleto; una serie de 14 miembros extraído y colocado fuera de la tabla se conoce con el nombre de Actínidos. Este grupo al principio contenía al menos 32 elementos y finalizaría con otro gas noble de número atómico 118. La tabla periódica permite también clasificar los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada al lado izquierdo indica los metales y al lado derecho los no metales. Aquellos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales de y no metales. ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIÓDICA Periodo # de Comienza Termina elementos con: con: 1 2 H He 2 8 Li Ne 3 8 Na Ar 4 18 K Kr 5 18 Rb Xe 6 32 Cs Rn 7 32 Fr Vu Suma 118 total

METALES MONOVALENTES(1) Litio Sodio Potasio Rubidio

Cesio Francio Argón NH4

BIVALENTES(2)

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Berilio Magnesio Calcio Estroncio

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Bario Radio Zinc Cadmio

TRIVALENTES(3) Aluminio Itrio Disproncio Iterbio Erbio Lantanio Escandio Lutencio Europio Holmio Galio Samario Gadolinio Terbio Indio Tulio Grupo Elemento # de Valencia oxidación + VIIa F 1 7 Cl 1, 3, 5, 7 1 7 Br 1, 3, 5, 7 1 7 I 1, 3, 5, 7 1 7 At 1, 3, 5, 7 1 7 VIa O 2, 4, 6 1, 6 S 2, 4, 6 2 6 Se 2, 4, 6 2 6 Te 2, 4, 6 2 6 2 Va N 1, 2, 3, 4, 1, 5 P 5 3 5 As 1, 2, 3, 5 3 5 Sb 1, 2, 3, 5 3 5 1, 2, 3, 5 3 IVa C 2, 4 4 4 Si 2, 4 4 4 IIIa B 3 3 3 TETRAVALENTES(3) Germanio Paladio Osmio Iridio Torio

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Platino Renio Hafnio Circonio Titanio

Rodio

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Rutenio

MONOVALENTES Y BIBALENTES(1, 2) Cobre Mercurio MONOVALENTES T RIVALENTES(1, 3) Cobre Mercurio

BIVALENTES Y TRIVANLENTES(2, 3) Hierro Cobalto Níquel Manganecio Cromo BIVALENTES Y TETRAVALENTES(2, 4) Plomo Estaño Europio TRIVALENTES Y TETRAVALENTES(3, 4) Cesio Praseodimio TRIVALENTES Y PENTAVALENTES(3, 5) Niobio Tantalio Vanadio Bismuto

Elementos de transición.- Se caracteriza porque en la distribución electrónica terminan en d, s. Los elementos de transición se representan con la letra b y el número romano que resulta de la suma de los electrones de los orbitales d y s, es decir penúltima y último nivel. Cuando la

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suma de los valores da 3, 4, 5, 6, 7 corresponden a los grupos IIIb, IVb, Vb, VIb y VIIb respectivamente. Si la suma nos da como respuesta 8, 9 o 10 corresponden al grupo VIIIb de la primera segunda columna respectivamente. Si la suma da 11 y 12 corresponden a los grupos Ib y IIb respectivamente. Elementos de transición interna.-se llaman tierras raras y se caracteriza porque en la distribución electrónica terminan en 4f y 5f. Los elementos de transición interna se encuentran formando dos filas de elementos fuera de la tabla periódica. La primera fila de elementos se inicia con lantáno por esta razón se la conoce como serie lantánida pertenece al sexto periodo y terminan en: 4f y 6f La= 57 1s2,2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d20, 5p6, 6s2, 4f1. La segunda fila de elementos se inicia con (Ac89) por esta razón se conoce con el nombre de la serie Actínida y termina en 5f y 7s y corresponden al séptimo nivel. Z= 99 1s2,2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d20, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f11. Grupo IVa, periodo 7.

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Los elementos 104 y 105 no han sido reconocidos definitivamente, debido a que los países inventores no definen su procedencia y su símbolo, por ejemplo al elemento 104 los rusos lo llaman Kurchatovio (Ku), y los norteamericanos lo denominan Ruterforio(Rf). El elemento 105 se llama Hamniun (Ha).

EL NÚMERO PERIÓDICA

ATÓMICO

Y

LA

LEY

Una ves distribuida los elementos en la tabla de acuerdo con su peso atómico se pensó asignar a cada uno un número que indicara solamente su posición en la serie. Inicialmente este número no tubo ningún significado físico, hasta que Rutherford propuso su modelo atómico semejante al sistema solar, observó que la carga del núcleo tenía un valor aproximado a la mitad del peso atómico. En efecto para muchos elementos la mitad de su peso atómico da el lugar que se ocupa en la tabla periódica. De acuerdo con esto se puede escribir: Z =a la carga del núcleo Z = ½ PA Ejemplo: H2= 4.003/2= 2.0015= 2

Elementos ultra uránicos (Transuránicos).Estos elementos tiene el número atómico mayor de 92. (U92). Se llaman así porque son sintetizados artificialmente por radiaciones de bombardeos nucleares. Hasta la fecha se reconocen 103 elementos, y este, corresponde al (Lw, Laurencio).

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De esta manera Rutherford pudo deducir que la carga del núcleo es igual al número atómico (z), La hipótesis de Rutherford fue verificada más tarde por Moseley quien dedujo a partir de sus trabajos con rayos x, que al ordenar los elementos en forma creciente del recién establecido número atómico, los elementos de propiedades semejantes aparecían en forma periódica. Una vez establecido el concepto de número atómico, se formuló la ley periódica prácticamente en los términos que se conocen en la actualidad; las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos o, también, al ordenar los elementos según sus números atómicos de menor a mayor, aquellos con semejanzas en sus propiedades físicas y químicas aparecen en forma periódica.

PROPIEDADES PERIÓDICAS Dentro de las propiedades periódicas se encuentran la configuración electrónica, el radio atómico, el volumen atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad, el carácter metálico y el carácter básico y carácter ácido. 1.- VOLÚMEN ATÓMICO. El primer estudio serio sobre la variación periódica de los volúmenes atómicos fue publicado por Meyer en

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1869, junto con su sistema periódico. El volumen atómico analizado por este científico corresponde a los cc. Ocupados por un átomo – gramo, es decir, por 6.02.1023 átomo; se puede hallar dividiendo el átomo – gramo por la densidad. d = m/v. En un grupo el volumen crece con el número atómico de sus elementos porque Cada uno tiene una capa más de electrones. En un período la variación es más compleja. Al empezar el período hay un volumen alto (empieza una capa de electrones nueva); después, hay una contracción del volumen, debido al aumento de carga positiva que experimenta el núcleo y a los pocos electrones que en el nuevo nivel hay, que con mucho espacio para ellos apenas se repelen; al final aumenta de nuevo debido debido a que la presencia de muchos electrones en el último nivel provoca una fuerte repulsión entre ellos no compensada por la atracción nuclear.

de los alcalinos.

Volúmenes atómicos

Elemento Volumen atómico, en cc Li 12.5 Na 22.8 K 43.4 Rb 53.1 Cs 66.9

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Volumen atómico de los elementos del tercer período.

Elem ento Volu men atóm ico en cc

N a 22 .8

M g 13 .8

A l 9 , 9

Si

P

S

Cl

Ar

12 .0

13 .0

15 .0

16 .3

23 .4

1.- RADIO ATÓMICO El radio atómico es una medida del tamaño de un átomo, es necesario anotar que, dada la imposibilidad de ubicar exactamente la posición de un electrón alrededor del núcleo, sería utópico definir el radio de un átomo con la distancia del centro del núcleo al electrón externo. En cambio, lo que se hace es tomar la distancia entre dos átomos idénticos comprometidos en un enlace químico, dividirla por 2 y asumir este valor como el radio atómico.

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En el sistema periódico el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en los periodos y aumenta de arriba hacia abajo en los grupos.

LA ENERGÍA IONIZACIÓN.

O

POTENCIAL

DE

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En general el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha en los períodos y disminuye al descender en los grupos. La energía de Ionización influye en la formación del enlace químico y en las propiedades reductoras de los elementos.

Si un átomo N cualquiera, eléctricamente neutro, se le suministra suficiente energía, se desprenden 1 o varios electrones de valencia y queda el átomo cargado positivamente: N + Energía

N+

+ e

La energía necesaria para que un átomo neutro en estado gaseoso pierda uno de sus electrones de la última capa o de valencia se llama potencial de ionización o energía de ionización. La energía que se necesita para separar el primer electrón de un átomo se denomina primera energía de ionización. La energía requerida para separar el segundo electrón se denomina segunda energía de ionización y así sucesivamente. 1.- La primera energía de ionización varía según la posición de los elementos en la tabla periódica. Los metales alcalinos poseen baja la primera energía de ionización, mientras los gases nobles poseen los valores más altos. Lo anterior confirma que la estructura atómica más estables es de los gases nobles ya que la energía necesaria para remover un electrón es elevada. Por otro lado, el electrón del último nivel de los metales alcalinos es arrancado fácilmente.

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AFINIDAD ELECTRÓNICA. Se llama afinidad electrónica a la energía que libera un átomo cuando capta un electrón. El átomo queda con una carga negativa.

Energía

N

+ 1e -

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N

-

+


Si un átomo tiene bajo potencial de ionización, cede fácilmente sus electrones y no tenderá a ganarlo, siendo su afinidad electrónica baja; si el potencial es alto, el átomo no tiene tendencia a perder electrones y si a ganarlos, por lo que su afinidad es alta. La variación de la afinidad electrónica en el sistema periódico es igual a la del potencial de ionización; sin embargo existe muchos elementos que carecen de valores para esta magnitud porque no aceptan en sus estructuras un electrón más: alcalinos, gases nobles, etc.; para ellos se conviene el valor cero.

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ELECTRONEGATIVIDAD Cuando los valores del potencial de ionización y la afinidad electrónica son altos para un mismo elemento, se dice que el elemento es muy electronegativo. Una ligera comparación de los análisis para la variación del potencial de ionización y la afinidad electrónica en los grupos y períodos permite ver que varían en el mismo sentido, es decir, aumentan de izquierda a derecha en los períodos y disminuyen de arriba hacia abajo en los grupos. Dentro de lo puramente conceptual, la electronegatividad está dada por la suma del potencial de ionización y la afinidad electrónica, en razón de que ambos conceptos se refuerzan al estar apuntando a la misma dirección. Basado en esto, Pauling estableció la llamada escala de electronegatividad que lleva su nombre. En ella, los valores varían desde 4.0, para el flúor, que es el elemento más electronegativo hasta ahora conocido, hasta 0.7 para el francio, el menos electronegativo. Así, los elementos más electronegativos están a la derecha y arriba de la tabla, y los menos electronegativos a la izquierda y abajo. La electronegatividad es una medida de la tendencia que tienen los átomos a atraer los electrones comprometidos en un enlace.

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Pauling definió la electronegatividad como “La capacidad que tiene los átomos de atraerse y atraer los electrones que participan en un enlace químico.”

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Los gases inertes forman un grupo aparte que no participa de los caracteres de metal de metal, ni de los de no metal. Los elementos metálicos tienen generalmente sus estructuras electrónicas externas con muy pocos electrones, que pierden para formar iones positivos X = Xn+1 + ne-

Todos los átomos con envuelta de fórmula s1 y s2 son metales (H y He, no). Los de estructura electrónica externa s2p1 también son metales, pero los muy pequeños como el boro y aluminio, pierden los electrones con dificultad, porque son tres cargas a perder y están muy cercas del núcleo. Los átomos con s2p2 de estructura externa no pierden electrones a no ser que sean muy voluminosos como el plomo y estaño. Con estructura s2p3 solamente el bismuto puede considerarse como metal que forma iones positivos. Con más de cinco electrones en su última capa no hay ningún metal, porque la cercanía del octeto les hace tender a completar s2p6 por captura de electrones. CARÁCTER METÁLICO. Las anteriores propiedades periódicas se ligan íntimamente con el carácter metálico de un elemento. Es metal, desde el punto de vista electrónico, un elemento cuyos átomos ceden fácilmente electrones y no los aceptan. Es decir, un metal es muy poco electronegativo. Es no metal el que difícilmente cede electrones y sí, algunas veces, los capta, es decir, muy electronegativo.

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CARÁCTER ÁCIDO.

BÁSICO

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Y

CARÁCTER

Como se dijo antes, hacia la derecha de la línea quebrada que va del boro al astato se encuentran los elementos no metálicos y, hacia la izquierda, los metales. Los metales reaccionan con el oxígeno para dar óxidos que, al disolverlos en agua, forman soluciones básicas. Este comportamiento de los metales se puede representar así: metal + oxígeno = óxido de metal óxido de metal + agua = solución básica Ejemplo. Bi3 + O2= Bi2O3 óxido de bismuto. Bi2O2 + H2O= Bi(OH)3 Los elementos del grupo IA también producen una solución básica por reacción directa con el agua. En este caso, la reacción es violenta y se produce con explosión. Además, de la base producida se desprende hidrógeno.

agregarle un indicador como la fenolftaleína, no se produce ninguna coloración. Al igual que una solución básica, también se puede identificar una solución ácida con el papel tornasol: El papel tornasol rojo permanece rojo y el azul se vuelve rojo. El comportamiento de los no metales con el oxígeno se puede describir así: No metal + oxígeno = óxido del no metal. Óxido del no metal + agua = solución ácida. En particular, los elementos del grupo VIIA reaccionan con el hidrógeno para formar ácidos. Cl2 + H2 = HCl Las características ácidas de los elementos se relacionan íntimamente con su carácter no metálico y, por tanto, varían en el mismo sentido en la tabla periódica. El carácter ácido en los períodos aumenta de izquierda a derecha y, en los grupos, de abajo hacia arriba.

Na + H2O = Na(OH)+H2 Las características básicas de los elementos están íntimamente relacionadas con su carácter metálico y, por tanto, en la tabla periódica varían en el mismo sentido. El carácter básico en los periodos disminuye de izquierda a derecha y en los grupos aumenta de arriba abajo. Los elementos no metálicos reaccionan con el oxígeno para dar óxidos que, al disolverlos en agua, forman soluciones ácidas. Una solución es ácida cuando, al

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ESTRUCTURA DE LA MATERIA. Modelos atómicos.

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