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Estudio Del Átomo El átomo es la unidad indivisible de la materia. Si dividimos un trozo de hierro continuamente, el menor trozo que consiguiremos será un átomo de hierro (Fe). Un átomo está compuesto por partículas subatómicas como el eléctron y el protón, pero al dividir el átomo, el material (en este caso, el hierro) perdería sus características. El átomo es, por lo tanto, la unidad mínima de la materia. El átomo está dividido en núcleo y corteza, y estos, a su vez, están divididos en protones y neutrones (núcleo) y electrones (corteza), que tienen carga: Electrones: Protones: + Neutrones: 0 Para llegar a esta conclusión fue elaborada una teoría que se inició con Demócrito y Leucipo, dos filósofos griegos; fue desarrollada y sólo adquirió su concepción generalizada en el año 1913. A esta teoría se la denominó "teoría atómica". Un átomo no libera mucha energía pero, sin embargo, varios átomos pueden provocar una reacción muy fuerte como se explica en este vídeo. Dalton Para su teoría, Dalton partió de una serie de evidencias experimentales conocidas en su época, que son las siguientes: • Las • Las

substancias elementales no pueden descomponerse. substancias (simples o compuestas) tienen siemper las mismas propiedades características. • Los elementos no desaparecen al formarse un compuesto. • La masa se conserva n las reacciones químicas; Ley de Conservación de Masas de Lavoisier Para explicar esta serie de evidencias, Dalton propuso las siguientes hipótesis: • La masa es discontínua, es decir, está formada por átomos que son partículas indivisibles. • Todos los átomos de un mismo elemento son iguales; tienen la misma masa. • Los átomos de diferentes compuestos se combinan para formar "átomos compuestos". • Los átomos que se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en la misma proporción, es decir, que todos los átomos de la misma sustancia son iguales (Ley de Proporciones Múltiples). • Los cambios químicos sin variaciones en las combinaciones de los átomos entre si; los átomos ni se crean ni se destruyen.

La contribución de Dalton no fue proponer una idea asombrosamente original, sino formular claramente una serie de hipótesis sobre la naturaleza de los átomos que

señalaban la masa como una de sus propiedades fundamentales, y preocuparse por probar tales ideas mediante experimentos cuantitativos. Thomson El físico británico Joseph John Thomson, descubridor del electrón, propuso el modelo atómico de Thomson, también llamado modelo del puding. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un puding. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante. J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas. Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético, tal y como se explica en el gráfico. Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban. El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ión. Este hecho llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados, sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones. Como resumen, sus postulados son: El átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un puding. • El átomo es un sistema material que contiene una determinada cantidad de energía interna, que provoca un cierto grado de vibración de los electrones contenidos en la estructura atómica. Desde este punto de vista, el modelo atómico de Thomson es un modelo dinámico. •

Rutherford Llamado el "modelo planetario", el modelo de Rutherford defendía que el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva. El módelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera: El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo. • Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. • La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro. •

Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia. Para analizar cual era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un experimento: El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a su trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto. Además de divulgar sus nuevos descubrimientos sobre el átomo, Ruterford dejó claro que faltaba algo en su modelo, cosas que no lograba explicar, como porque los electrones no eran atraidos por el nucleo positivo.

Bohr El físico danés Niels Bohr publicó su modelo atómico en 1913 introduciendo la teoría de que, en torno al núcleo atómico, el número de electrones en cada nivel aumenta desde el interior hacia el exterior. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. Sus postulados son: • El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. • El Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico (n). • La energía liberada al caer el electrón desde un nivel a otro de menor energía se emite en forma de luz. Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a nivel de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambos niveles se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).

Numeros cuánticos Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 · p). Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos: mvr = n · h/(2 · p) -> r = a0 · n2 donde: m: masa del electrón = 9.1 · 10-31 kg v: velocidad del electrón r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo h: constante de Planck n: número cuántico = 1, 2, 3... a0: constante = 0,529 Lo que la fórmula expresa es que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n. Bohr no advirtió la existencia de la variable l, que sólo fue descubierta más tarde, con otros números, el ml, que indica la orientación de la nube electrónica y el (spin)s, que indica el giro del electrón alrededor de si mismo.

Configuración electrónica Escribir la configuración electrónica de un elemento consiste en expresar como están distribuidos los electrones en los niveles del átomo. Para poder escribirla debemos saber la z (número de protones). El físico alemán A. Sommerfeld, discípulo de Bohr, supuso que cada nivel de energía estaba subdividido a su vez en un conjunto de subniveles próximos en energía. Así, cada nivel tenía tantos subniveles como indica su número y podían albergar un número máximos de electrones, tal y como se muestra en el cuadro de la derecha. Teniendo en cuenta todo lo anterior: • • • • •

En los subniveles s caben 2 electrones. En los subniveles p caben 6 electrones. En los subniveles d caben 10 electrones. En los subniveles f caben 14 electrones. Y así sucesivamente.

Como se puede observar, el número de electrones aumenta en una proporción de 4 electrones por subnivel. Para saber el orden (orden de energía creciente) en el que se llenan los subniveles seguiremos el diagrama de Moeller, tal y como se puede observar en el vídeo. Ejemplos de configuración electrónica: • • • •

C (z=6) = 1s2 2s2 2p2 Na (z=11) = 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl (z=17) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cr (z=24) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

Regla de Aufbau El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los niveles de un átomo. El modelo, formulado por el físico-químico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce con el nombre de regla del serrucho. Para llenar los orbitales correctamente, debemos seguir la dirección de la flecha tal como se muestra en la gráfica. Primero 1s, luego 2s, después sube a 2p y baja 3s, 3p y baja a 4s. En este punto, el siguiente nivel de energía más bajo no es 4p, sino que sube a 3d para luego bajar a 4p y 5s.

Y

así,

sucesivamente.

Se le llama la regla del serrucho, debido a su parecido con los dientes de una sierra.

Capas de valencia La capa de valencia es el último nivel de energía del átomo en el que encontramos electrones. Los electrones de valencia son aquellos que encontramos en la capa de valencia y que pueden ser cedidos a otros átomos para formar compuestos. La estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo del elemento con los electrones de valencia alrededor del símbolo, empleando puntos o asteríscos, tal y como podemos observar en el cuadro de la derecha. El número de electrones de valencia de los elementos representativos es igual al grupo donde se encuentran en la tabla periódica. Alrededor del símbolo hay cuatro lados imaginarios y existe la capacidad máxima de dos electrones por lado, ya que en la representación de la estructura de Lewis, el máximo número de electrones que pueden representarse alrededor del símbolo son 8. Los únicos que cumplen con esta condición son los gases nobles. Cuando los átomos se unen para formar moléculas, los únicos que completan el octeto o los ocho electrones son los elementos no metálicos. La regla del octeto se aplica cuando se escribe la estructura de lewis de un compuesto. La valencia es el número de electrones encontrados en el nivel más externo de un átomo (último nivel de energía), que pueden compartirse con otro átomo para formar enlaces químicos. La valencia puede ser positiva o negativa: positiva cuando tiende a perder electrones para obtener estructura de gas noble (8 electrones en el último nivel), es decir, que tiene menos de 4 electrones; y negativa cuando tiende a ganar electrones, es decir, que tiene más de 4 electrones. La valencia se representa con un signo que indica si se ganan (-) o se pierden (+) electrones seguido por un número, que son la cantidad de electrones ganados o perdidos. Algunos ejemplos son los que podemos observar en el cuadro de la derecha. Tabla periódica Dmitri Mendeleyev propuso el primer modelo de la tabla periódica en 1871. Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siglos XIX y XX, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos. La palabra "elemento" procede de la ciencia griega pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra "The Sceptical Chymist", donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Roberto Boe a los cuatro elementos aristotélicos. A lo largo del siglo XVIII, las tablas de infinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra "Tratado elemental de Química". Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué

sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos. El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación. La tabla periódica de los elementos fue propuesta por Dimitri Mendeleiev y quienes, trabajando por separado, prepararon una ordenación de todos los 64 elementos conocidos, basándose en la variación de las propiedades químicas (Mendeleiev) y físicas (Meyer) con la variación de sus masas atómicas. A diferencia de lo que había supuesto Newlands, en la Tabla periódica de Mendeleiev los periodos (filas diagonales y oblicuas) no tenían siempre la misma longitud, pero a lo largo de los mismos había una variación gradual de las propiedades, de tal forma que los elementos de un mismo grupo o familia se correspondían en los diferentes periodos. Esta tabla fue publicada en 1869, sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos. - Grupos A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último ) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los , los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos. Numerados de izquierda a derecha, los grupos de la tabla periódica son: Grupo 1 (IA): los metales alcalinos Grupo 2 (IIA): los Grupo 3 al Grupo 12: los metales de transición , metales nobles y metales mansos Grupo 13 (IIIA): los Grupo 14 (IVA): los carbonoideos Grupo 15 (VA): los Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos Grupo 17 (VIIA): los Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles -Filas Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s. La tabla periódica consta de 7 períodos, numerados de 1 a 7. La tabla también esta dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.

Radio atómico El radio atómico se define como la distancia que existe entre el núcleo del átomo de un elemento y el electrón de su último nivel. En los períodos disminuye al aumentar el número atómico, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón. Paralelamente a esto, en cada grupo aumenta en una unidad el número de capas en el que se distribuyen los electrones del átomo, de manera que los átomos de los elementos de mayor grupo tienen mayor radio. Como conclusión a esto, el radio atómico de un elemento aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica.


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