t4.estructura de los átomos. 1º bachillerato

Eric Calvo Lorente FQ 1º Bachillerato1

Tema : Estructura de losÁtomos. Sistema Periódico

0. Índice1. El átomo Divisible

1.2 El electrón2. Modelos Atómicos

2.1 Modelo de Thomson2.2 El Protón2.3 Modelo de Rutherford2.4 El Neutrón

3. Identificación de los átomos3.1 Número Atómico3.2 Número Másico

3.2.1 Isótopos3.2.2 Isóbaros

4. Estructura electrónica4.1 Espectros Atómicos4.2 Hipótesis de Planck4.3 Efecto Fotoeléctrico4.4 Modelo de Böhr4.5 Correcciones al Modelo de Böhr4.6 Orbitales4.7 Configuraciones Electrónicas

5. El Sistema Periódico5.1 Un Poco de Historia5.2 El Sistema Periódico Actual5.3 Periodicidad en la Configuración Electrónica y en

la Valencia6. Propiedades Periódicas

6.1 Radio Atómico6.2 Energía de Ionización6.3 Electronegatividad6.4 Carácter Metálico/ No Metálico


1. El átomo DivisibleDemócrito, uno de estos pensadores griego, en al siglo IV antes de Cristo, se

interrogó sobre la divisibilidad de la materia. A simple vista las sustancias soncontinuas y se pueden dividir. ¿Es posible dividir una sustancia indefinidamente?Demócrito pensaba que no, que llegaba un momento en que se obtenían unaspartículas que no podían ser divididas más; a esas partículas las denominó átomos,que en griego significa indivisible. Cada elemento tenía un átomo con unaspropiedades y forma específicas, distintas de las de los átomos de los otroselementos. Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron endesuso durante más de dos mil años.

Mientras tanto, se desarrolló la química, se descubrieron nuevos elementosy se descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas.

Precisamente para explicar algunas de estas leyes, las leyes ponderales,Dalton, en 1808 propuso una nueva teoría atómica, basándose en el olvidadoconcepto de átomo, etimológicamente indivisible.

Cuando en 1800 el italiano Volta descubrió la pila eléctrica, los químicostuvieron una fuente continua de electricidad y se descubrieron muchos nuevoselementos gracias a ella. El físico y químico inglés Faraday, en la primera mitad delsiglo XIX, estableció las leyes de la electroquímica, poniendo en relacióncuantitativa algunas transformaciones químicas y la electricidad e intentó hacerpasar electricidad a través del vacío (lo que demostraría la existencia de partículasde electricidad), fracasando al no lograr un vacío lo bastante perfecto.

1.1 El electrónHace un poco más de 100 años (en 1897), J.J. Thomson hizo un

descubrimiento extraordinario: encontró uno de los constituyentes más pequeñosde la materia. Se trata de una partícula insoportablemente ligera, cuya masa es...¡un quintillón de veces menor que un kilogramo! Para colmo, esa pequeñez no esneutra sino cargada y, de hecho, representa la parte negativa de la materia.

¿Cómo pudo alguien descubrir algo tan pequeño? ¿Quiénes más estuvieroninvolucrados en la hazaña? ¿Qué vieron, qué hicieron, qué concluyeron?

El descubrimiento del electrón emergió de estudiar el paso de la electricidada través de los gases. Este fenómeno había sido explorado, al igual que casi todo lorelacionado con la electricidad, por Michael Faraday en el año de 1830. Este trabajofue retomado por Julius Plücker, un profesor de matemática de la Universidad deBonn que, posteriormente, se dedicó a la física experimental. Plücker tenía comoasistente a un talentoso soplador de vidrio y fabricante de instrumentos, HeinrichGeissler, quien diseñó un ingenioso artefacto capaz de lograr un vacío sinprecedentes dentro de un tubo de vidrio.

El "tubo Geissler" tenía además un par de electrodos metálicos sellados encada extremo. De esta manera era posible aplicar un alto voltaje al gas contenido -amuy baja presión- en el tubo. Plücker descubrió unos pequeños puntos luminosossobre las paredes de vidrio. Parecía como si algún tipo de radiación invisibleestuviera siendo emitida del electrodo negativo, o cátodo, causando laluminiscencia sobre el tubo de vidrio.


¿Una radiación saliendo del cátodo? Pero, ¿qué tipo de radiación? Ningunaconocida. Los rayos catódicos eran afectados por un campo magnético. Un imánera capaz de hacer cambiar de posición los puntos luminiscentes. Además, en 1869,Johann Willhelm Hittorf, físico alemán, encontró que, si se interponían objetos -transparentes u opacos, conductores o no, o delgadísimos - , se proyectabansombras sobre los puntos luminosos.

Estas observaciones fueron confirmadas por Eugene Goldstein en los años1870 y 1880 en Berlín. La mayoría de las observaciones de Goldstein eranconsistentes con la idea de una corriente de algo electrificado emergiendo delcátodo. Pero, ¿qué? ¿Átomos cargados o moléculas ionizadas de gas residual? Estoparecía poco probable porque los rayos se propagaban mucho más lejos de loesperado para partículas tan pesadas. Por eso, Goldstein pensó que tendría que seralguna radiación similar a la electromagnética. De hecho, fue él quien lo bautizócon el nombre de "Rayos Catódicos".

Por la misma época, en Inglaterra, el interés sobre el fenómeno de los rayoscatódicos fue popularizado por las espectaculares demostraciones de WilliamCrookes. Aunque Crookes no haya contribuido profundamente al debate acerca de lanaturaleza de los rayos catódicos, con sus prolíficas exhibiciones provocó el interésde muchas personas.

Pronto, la investigación sobre los rayos catódicos se convirtió en unaprecipitada competencia entre las escuelas inglesa y alemana, la cual estuvomarcada, más por la búsqueda de los defectos de sus componentes que por elexamen profundo de la validez de sus propias proposiciones.

En esta historia, llama la atención el trabajo del físico inglés Arthur Schuster afinales de 1880. Él pudo estimar la relación carga-masa de las supuestas partículaseléctricamente cargadas. El valor que obtuvo implicaba una masa para laspartículas de los rayos catódicos... ¡mil veces menor que la del átomo de hidrógeno!Es decir, de ser partículas tendrían que ser más pequeñas que los pequeñísimos eindivisibles átomos. Pero esto era muy difícil de creer en aquel entonces. Schusterrehizo los cálculos para poder obtener una masa razonable para los rayos catódicos.Así el gran descubrimiento se le fue entre las manos.


En 1895, Wilhem Röntgen, en Alemania, anunció el descubrimiento de losRayos X a partir de los rayos catódicos. En 1896, Henri Becquerel descubre unamisteriosa radiación emitida por un mineral de uranio. Un componente de esaradiación era idéntico a los rayos catódicos. En ese mismo año, Pieter Zeeman,animado por su profesor, Hendrick A. Lorentz, demostró cómo un intenso campomagnético afecta al espectro atómico del sodio. Lorentz infirió que las partículaseléctricas que, se presumía, radiaban la luz tenían una relación carga-masa milveces mayor que la del ión hidrógeno.

Sin embargo, fue Joseph John Thomson quien atacó el problema de la formamas directa y sistemática y pronto obtuvo frutos. Esencialmente, completó eltrabajo que Schuster y otros ya habían intentado. Mediante un ingenioso arregloexperimental para relación carga-masa de los rayos catódicos, Thomson demostróque "en los rayos catódicos... la subdivisión de la materia es llevada mucho máslejos que en el ordinario estado gaseoso". El 30 de abril de 1897, Thomson anuncióel descubrimiento del electrón.

La medida de su carga fue realizada por el físico americano Millikan en 1909.El objetivo de la experiencia era la determinación de la cantidad de carga que lleva

una gotita de aceite. La experienciaconstaba de dos partes realizadas con lamisma gotita.

a) La determinación de la su masa oradio midiendo la velocidad de caída enausencia de campo eléctrico.

b) La determinación de su cargamidiendo la velocidad en presencia decampo eléctrico.

Millikancomprobó que el

valor de la carga de cada gota era múltiplo entero de lacantidad 1´602·10-19 C. La carga eléctrica está, por tanto,cuantizada. Dicha cantidad se denomina cantidadfundamental de carga o carga del electrón.

A partir del valor obtenido para la relación q/m, sedeterminó que la masa del portador de carga, denominadoelectrón, es de 9´109 × 10-31 kilogramos


2.Modelos AtómicosLos modelos constituyen una herramienta muy útil en la ciencia. Desde luego,

debe quedar muy claro que los modelos han de considerarse únicamente comointerpretaciones de una realidad, más precisa cuanto más se adecuen a la realidadque pretenden interpretar. Así, jamás garantizan que las construcciones seancorrectas, aunque sí las más adecuadas (hasta que otro modelo se imponga).

Vamos a ver los distintos modelos atómicos aparecidos (por ordencronológico), en función de los sucesivos descubrimientos en el campo del átomo:

2.1 Modelo de ThomsonThomson sugiere un modelo atómico que

tomaba en cuenta la existencia del electrón,descubierto por él en 1897. Su modelo eraestático, pues suponía que los electrones estabanen reposo dentro del átomo y que el conjunto eraeléctricamente neutro. Con este modelo sepodían explicar una gran cantidad de fenómenosatómicos conocidos hasta la fecha.

2.2 El Protón

En 1886, Eugen Goldstein observó en un tubo de rayos canales (o rayospositivos, tal y como muestra la figura) un nuevo tipo de radiación que viajaban ensentido contrario al de los rayos catódicos, que viajaban desde el polo positivo de lapila al negativo.

Su propagación seguía una trayectoria recta y también eran desviados ante lapresencia de campos eléctricos y/o magnéticos.

Sin embargo, a diferencia de los rayos catódicos, la relación carga/masa erafunción del tipo de gas encerrado en el tubo. De este modo, se pensó en este (el gas)como origen de este tipo de radiación; en concreto, resultantes de la interacciónentre la radiación y los átomos del gas, a través de la que se lograba arrancarleselectrones para convertirlos en cationes:

eXX 1La relación q/m más pequeña se mostraba cuando el gas contenido era

hidrógeno. En este caso el anión poseía una masa 1836 veces superior a la delelectrón, con una carga del mismo valor (pero positiva).


Rutherford bautizó a estas partículas con el nombre de protones.Resumiendo, las características de esta nueva partícula eran:

2.3 Modelo de Rutherford

Rutherford (junto a sus colaboradores Geiger y Marsden) ejecutó una seriede experimentos con partículas alpha radioactivas. A pesar de que en esemomento no se sabía que era una partícula alpha, se sabía que era muy pequeña.Rutherford lanzó pequeñas partículas alpha hacia objetos sólidos como láminasdoradas.

Descubrió que la mayoría de las partículas alpha atravesaban la láminadorada, que un reducido número de las partículas alpha atravesaban en unángulo (como si se hubiesen chocado contra algo), y que algunas rebotaban comouna pelota de tenis que golpea una pared. ¡Los experimentos de Rutherfordsugirieron que las láminas doradas, y la materia en general, tenía huecos! Estoshuecos permitían a la mayoría de las partículas alpha atravesar directamente,mientras que un reducido número rebotaba de vuelta porque golpeaba un objetosólido.

En 1911, Rutherford propuso una visión revolucionaria del átomo. Sugirióque el átomo consistía de un pequeño y denso núcleo de partículas cargadaspositivamente en el centro (o núcleo) del átomo, rodeado de un remolino deelectrones. El núcleo era tan denso que las partículas alpha rebotaban en el, peroel electrón era tan pequeño, y se extendía a tan grande distancia que las partículasalpha atravesaban directamente esta área del átomo. El átomo de Rutherford se

Cqkgm

p

p19

27

106021

106731

.´.´

PantallaFluorescentede Sulfuro deZinc


parecía a un pequeño sistema solar con el núcleo cargado positivamente siempreen el centro y con los electrones girando alrededor del núcleo.

Este modelo tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de loselectrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrónterminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia elnúcleo.

2.4 El NeutrónLa aparición del espectrógrafo de masas como instrumento útil

para la medición precisa de las masas atómicas quedó patente que lamasa atómica de un elemento (a excepción del hidrógeno), eraaproximadamente el doble de la carga nuclear (Recuerda queentonces el núcleo estaba formado únicamente por protones).

Se planteó la posibilidad de que el núcleo contuviera el doblede protones que la indicada por la carga nuclear. Sin embargo ello

implicaría demasiada carga para tan pequeño volumen, lo que llevaría a unainestabilidad del núcleo, por repulsión de los protones de ese hipotético núcleo.

Rutherford sugirió otra posibilidad: la existencia de un nuevo tipo departículas, con masa aproximadamente igual a la del protón, pero sin cargaeléctrica. Sugirió para esta partícula (teórica) el nombre de neutrón.

En 1932, James Chadwick realizó un experimento en el que bombardeó unamuestra de berilio con partículas alpha. La reacción puede condensarse en:

nCHeBe 1

0

12

6

4

2

9

4

Ahí estaba el neutrón, como la teoría había predicho. Se trata de unapartícula sin carga con una masa de 1´675 × 10-27 kg, aproximadamente un0,125% mayor que la del protón.A diferencia del protón con una vida media quepodemos considerar infinita (es decir de altísima estabilidad), el neutrón tiene unaestabilidad muy inferior (su vida media es de 889 segundos, casi 15 minutos), y sedesintegra para dar un protón, más un antineutrino, más un electrón.

Resumiendo:

Partícula Carga(Cul) Carga relativa (Cul) Masa (gr)

Electrón -1´602.10-19 -1 9´108.10-28

Protón 1´602.10-19 1 1´673.10--24

Neutrón 0 0 1´675.10-24

2 Identificación de los átomosEn base al distinto número de partículas que contienen, los átomos pueden

diferenciarse unos de otros. A este respecto, los químicos han establecido dosconceptos muy interesantes y útiles, el número atómico y el número másico.


3.1 Número Atómico

Se conoce como NÚMERO ATÓMICO (Z) al número deprotones que posee un elemento. Este número es característico deltipo de elemento químico

En el caso en el que el átomo sea eléctricamente neutro, este númeroindicará igualmente el número de electrones existentes en la corteza.

Sin embargo al tratarse de iones la cosa cambia: Aniones. Al tener más electrones que protones, el número de estos

será (Z+CARGA ANIÓN) Cationes. Al tener menos electrones que protones, el número de

estos será (Z - CARGA CATIÓN)

3.2 Número Másico

Se conoce como NÚMERO MÁSICO (A) al número denucleones (protones + neutrones) que posee un elemento.

De este modo, un elemento cualquiera podrá definirse del siguiente modo:

NAZ X

, donde: X es un elemento cualquieraZ es el número atómicoA es el número másico±N representa la carga del ión (si lo fuese)

3.2.1 IsótoposSe denominan isótopos a los núcleos atómicos con el

mismo número de protones pero con distinto número deneutrones. Dos isótopos por tanto corresponden al mismoelemento químico, pero tienen un peso atómico distinto.

El nombre viene del griego isos, mismo, y topos, lugar,debido a que ocupan el mismo lugar en la Tabla periódica de loselementos.

Los isótopos están compuestos por átomos de unelemento químico cuyos núcleos tienen el mismo númeroatómico, Z, pero distinto número másico, A.

En la nomenclatura científica, los isótopos se denotan porel nombre del correspondiente elemento, seguido por el númeromásico, separados habitualmente por un guión, aunque algunosde ellos poseen nombres especiales. Así: hidrógeno-3 o tritio,carbono-12, carbono-14, uranio-238, etc. En forma simbólica, el


número de nucleones se añade como superíndice a la izquierdadel símbolo químico: 3H, 12C, 14C, 238U.

En un elemento natural, la abundancia relativa de susisótopos en la naturaleza recibe el nombre de abundanciaisotópica natural. La denominada masa atómica de un elementoes una media de las masas de sus isótopos naturales ponderadade acuerdo a su abundancia relativa.

A = masa atómica del elemento natural

Ai = masa atómica de cada isótopo

xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla

Esta es la razón por la que las masas atómicas de loselementos naturales son generalmente decimales.

3.2.2 IsóbarosSon átomos de elementos distintos que tienen igual A

pero distinto Z. Dos núcleos pueden tener la misma masa perono ser del mismo elemento.

3.2.3 IsótonosSon átomos de elementos que tienen el mismo número

de neutrones en su núcleo

4 Estructura electrónicaLa estructura electrónica de un átomo consiste en la disposición de los

electrones alrededor del núcleo.

Una cuestión importante es que la masa de un átomo es siempre inferior a lamasa que se obtendría al sumar la masa de todas las partículas que lo forman(protones + neutrones + electrones).

La razón se debe a que la unión de todas estas partículas “genera” una partícula (átomo) demayor estabilidad energética que las partículas por separado.Y entonces, ¿qué ha pasado con el resto de la masa? La respuesta la dio Einstein: se convierteen energía, siguiendo la relación 2cmE .


4.1 Espectros Atómicos

Si las ondaselectromagnéticas se organizan enun continuo de acuerdo a suslongitudes obtenemos el espectroelectromagnético en donde lasondas mas largas (longitudes desdemetros a kilómetros) se encuentranen un extremo (Radio) y las mascortas en el otro (longitudes deonda de una billonésima demetros) (Gamma).

ESPECTROS DE ALGUNOS ELEMENTOS

REGLA

Å=10-10m

H

absorción

H

emisión

He

Li


Be

B

C

N

O

F

Ne

Espectros de emisiónCuando un elemento químico en forma gaseosa o de vapor recibe energía,

bien por calentamiento a alta temperatura, bien por una descarga eléctrica de altatensión, emite luz que puede ser analizada mediante un espectroscopio.Multitud de observaciones de este tipo fueron realizadas durante el siglo XIX,obteniéndose una secuencia de líneas que resultó ser característica del elementoempleado como fuente de luz. Los espectros de emisión se convirtieron así enmétodos de identificación de los elementos y de los átomos que los constituyen, porlo cual se les denomina también espectros atómicos. Hacia 1860 Kirchhoff y Balmeranalizando la luz proveniente del Sol mediante un espectroscopio consiguierondemostrar la existencia en su atmósfera de diferentes elementos químicos, entreellos el hidrógeno.

La aplicación del estudio espectroscópico a la determinación de lacomposición de las sustancias (análisis espectroquímico) se desarrolló rápidamente.Así se consiguió determinar la composición de los meteoritos, y analizando por esteprocedimiento el vapor de agua mineral se llegó a descubrir la existencia de dosnuevos elementos, el rubidio y el cesio.

El espectro del hidrógeno, por su sencillez, atrajo la atención de diferentesinvestigadores. Se trataba de una serie formada por quince líneas, que se vanjuntando cada vez más según se recorre la serie desde la región del rojo hacia la delvioleta, y cuyas longitudes de onda pudieron ser medidas con bastante precisión.Estudiando esta serie, J. J. Balmer en 1885 encontró una fórmula que permitíareproducir sus líneas componentes una a una. La sencilla fórmula de Balmer era:


42

2

nnB.

,siendo B una constante igual a 3 646 Å y n un número entero que toma elvalor 3 para la primera línea ( H ), 4 para la segunda ( H ), 5 para la tercera

( H ) y así sucesivamente. Aun cuando Balmer no dio ninguna explicación a sufórmula, fue capaz de descubrir el orden y la regularidad existente detrás de losdatos experimentales.

Algunos años después, Rydberg propuso otra expresión equivalente para lafórmula de Balmer:

).(22

1

2

1

nRH

donde RH es la llamada constante de Rydberg cuyo valor es de 109 677,6 cm-1

y n toma los valores 3, 4, 5...La ecuación de Rydberg fueron más tarde generalizados, y permitieron

describir, además de la de Balmer (n1 = 2; n2 = 3,4,5 ... ) otras series de líneas delespectro del hidrógeno que se conocen por los nombres de sus descubridores. Así,aparecieron la serie de Lyman, la serie de Paschen , la de Brackett ,y la de Pfund n1 = 5y n2 = 6,7,8. De manera esquemática:

n1 = 1: serie de Lymann1 = 2: serie de Balmern1 = 3: serie de Paschenn1 = 4: serie de Brackettn1 = 5: serie de Pfundn1 = 6: serie de HumphreysLa serie de Lyman corresponde a radiación ultravioleta; la serie de Balmer, a

radiación visible; y el resto, a radiación infrarroja. Espectros de absorción

Los espectros de emisión se caracterizan por una serie de líneas brillantes;los de absorción, por el contrario, están formados por una secuencia de líneasoscuras que aparecen sobre el fondo luminoso del espectro visible. Se producencuando un haz de luz blanca se hace pasar por una muestra gaseosa. Si se analizamediante un espectroscopio el haz de luz que emerge de la muestra, se observaráese conjunto de líneas oscuras que constituyen el espectro de absorción de lasustancia considerada. La luz blanca contiene una gama continua de longitudes deonda, pero sólo unas componentes definidas son sustraídas o absorbidas por losátomos que constituyen la muestra gaseosa empleada.

Todas las líneas del espectro de absorción de una muestra dada ocupanposiciones que se corresponden con algunas de las líneas del espectro de emisión deesa misma muestra. Como sucede con los espectros de emisión, los de absorciónson también característicos de cada elemento químico; su análisis permite, portanto, la identificación del elemento que en forma gaseosa se interpuso entre lafuente de luz blanca y el espectroscopio.

El físico alemán Fraunhofer fue el primero en detectar un espectro deabsorción. Analizando la luz solar observó la presencia de más de setecientas líneas


oscuras distribuidas a lo largo del espectro visible. Del análisis de este espectropudo identificarse un grupo de líneas que no correspondía a ningún elementoconocido, deduciéndose así la existencia en la atmósfera solar de un nuevoelemento gaseoso, el helio, que en griego significa Sol.

4.2 Hipótesis de PlanckEn el año 1900 Max Planck formuló que la energía asociada a la radiación

electromagnética viene en pequeñas unidades indivisibles llamadas cuantos.Avanzando en el desarrollo de esta teoría, descubrió una constante de naturaleza

universal que se conoce como la constante de Planck. La ley de Planckestablece que la energía de cada cuanto es igual a la frecuencia de laradiación multiplicada por la constante universal. Se trata de una leyfundamental de la teoría quántica, ya que con ella se describe lacuantificación de la radiación electromagnética.

De acuerdo a la ley de Planck, cada cuanto se asocia a un solofotón. La magnitud E de los cuantos depende de la frecuencia f de laradiación según la fórmula:

.hE ,donde h es la constante de Planck. La constante de Planck generalmente se

expresa en joule · seg. y la frecuencia en hertzios. Así, el resultado de la energía deun cuanto se estima en joule.

El producto de la energía y del tiempo se refiere a veces como a una acción.Por lo tanto, h se refiere a veces como el cuanto elemental de una acción.

4.3 Efecto Fotoeléctrico

Una de las grandes aplicaciones logradas a partir del aporte de Planck, seprodujo por el llamado Efecto Fotoeléctrico. Este ocurre cuando una superficiemetálica limpia es iluminada con una radiación como lo señala la figura.


El resultado de esto es que existe una mínima frecuencia de luz bajo la cualningún e- abandona la superficie iluminada. Sólo cuando fotones de radiación desuficiente energía hν chocan la superficiemetálica, los electrones abandonan este lugaren la dirección de la placa (+) y, comoresultado, el amperímetro indica que circulacorriente por el circuito eléctrico. Si la energíadel fotón hν es muy pequeña, ningún electrónse libera por lo que el circuito eléctrico estáabierto y no hay señal de corriente en elinstrumento. Este diseño es muy utilizado hoydía en los mecanismos de apertura de puertasautomática en las grandes tiendas, cuando elpaso luz es interrumpido por la persona frente ala puerta, enviando entonces la señal de "faltade corriente" al motor que acciona las puertas.

Cuando los fotones son absorbidos porel metal del tubo, si estos tienen energías másque las requeridas para "sacar" electrones de la superficie, este "exceso" setransforma en "energía cinética" para los electrones que les permite viajar hacia elotro terminal (+).

En 1905 Einstein (1879-1955) usó la teoría cuántica enunciada por Planckpara justificar este experimento. El supuso que la energía radiante que choca elmetal, es un "paquete" de fotones que transporta cuantos de energía hν. Parte, pues,de la cuantización de la energía.

Esta energía, si alcanza un valor mínimo (trabajo o energía de extracción,W0 =hν0 ), conseguirá arrancar al electrón de su núcleo, venciendo la fuerza deatracción (). Además, el restante energético (en caso de existir) se empleará en darmovimiento al electrón. Matemáticamente:

200 2

1 vmhhEWh c .

, donde: hν= energía de la radiación incidente

hν0 = trabajo de extracción

Ec es la energía cinética del electrón

La explicación de este fenómeno permitió a Einstein lograr elPremio Nobel, en 1921.


4.4 Modelo de Böhr

A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechosreales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba dos gravesinconvenientes:

1. Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales,una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energíaelectromagnética.

2. Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería sercontinuos, ocurriendo que éstos son discontinuos, formados porlíneas de una frecuencia determinada.

El físico danés Neils Böhr (1.885-1.962), premio Nobel de Física en 1.922presentó en 1.913 el primer modelo de un átomo basado en la cuantizaciónde la energía. Superó las dificultades del modelo de Rutherford suponiendosimplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico.No hay ninguna razón, decidio Böhr, para esperar que los electrones en losátomos radien energía mientras no se les proporcione ninguna energíaadicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión delineas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente loselectrones, eran capaces de absorber o emitir cuantos de energía endeterminadas condiciones.

La teoría de los cuantos de Planck la aportó a Böhrdos ideas:

a. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo puedenposeer cantidades discretas de energía (estáncuantizadas)

b. Sólo se emite radiación cuando el oscilador pasade un estado cuantizado a otro de menor energía.

Böhr aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y enuncio los trespostulados siguientes:

1. En el átomo de hidrógeno el movimiento del electrón alrededor delnúcleo está restringido a un número discreto de orbitas circulares.

2. El momento angular del electrón en una órbita está cuantizado; es unnúmero entero de h/2π siendo h la constante de Planck

3. El electrón no radia energía mientras permanece en una de las órbitaspermitidas, teniendo en cada órbita una energía característicaconstante. Cuando el electrón cae de un estado de energía superior aotro de energía inferior, se emite una cantidad de energía definida enforma de un fotón de radiación

Aplicando estas hipótesis a la estructura electrónica de los átomos seresolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al


girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situabaen unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Unelectrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) aotro.

Por otro lado, el modelo de Böhr suponía una explicación de los espectrosdiscontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, elhidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de unadeterminada frecuencia.

¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia? Veamos larespuesta:En condiciones normales los electrones de un átomo o ión se sitúan en losniveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, esposible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Esteproceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estadoinestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuyaenergía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.

Al aplicar la formula de Böhr a otros átomos se obtuvieron resultadossatisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de losespectros de estos átomos.

4.5 Correcciones al Modelo de BöhrEl modelo de Böhr explicaba a la perfección el comportamiento del

átomo de hidrógeno, pero pronto se observaron discrepancias a la hora deanalizar átomos polielectrónicos.

La llegada, por un lado de nuevos espectroscopios de mayor poderresolutivo, y el descubrimiento, por otro del Efecto Zeeman, mostraron queciertas líneas espectrales eran en realidad un conjunto de líneas muypróximas.

Así pues, el modelo de Böhr debía ser perfeccionado.Esta labor la realizó Arnold Sommerfeld

(1915), suponiendo la posibilidad de que las órbitaspudiesen ser también elípticas.

Posteriormente, Uhlenbeck y Goudsmit (1925) comprobaron nuevosdesdoblamientos de las líneas Zeeman, confirmando la hipótesis de que elelectrón debía poseer un movimiento de rotación alrededor de su eje;movimiento que debía producir un pequeñísimo campo magnético, en ladirección del giro.

El átomo se mostraba, pues, como una realidad cada vez máscompleja.


4.6 Mecánica Cuántica. OrbitalesEn el año 1924, Louis De Broglie se encontraba completando su tesis

de doctorado en física en la Sorbona. En ella expuso una idea muy simple:en física clásica se considera a la luz como un fenómeno de naturalezaondulatoria (Young). Por otro lado las investigaciones de Einstein sobre el

efecto fotoeléctrico habían demostrado que bajo ciertascircunstancias la luz parece constituida por partículas(fotones). ¿No sería posible que aquellas entidadesconsideradas partículas (electrones, ladrillos, planetas, etc.)bajo ciertas condiciones mostraran características de ondas?Parece ser que la luz se comporta como onda al propagarsepor el espacio mientras que lo hace como un conjunto departículas al interactuar con la materia. Ambas naturalezasnunca se mezclan, se podría decir que la luz es una onda que

al interactuar con la materia parece partícula, o bien, que está constituidapor partículas cuyo movimiento está determinado por las propiedades deciertas ondas asociadas. No hay ninguna razón para elegir una de las dosposibilidades. De Broglie, sin embargo, supuso cierta la segunda posibilidad.

En 1927, Davidson y Germer diseñaron un experimento de difracciónbombardeando un cristal de níquel con electrones de baja energía.Obtuvieron un clásico patrón de difracción solo explicable por lainterferencia de ondas dispersadas en la superficie del cristal. Y, porsupuesto, no se trataba de la interferencia entre ondas de electrones distintossino de la interferencia producida por las ondas asociadas a un solo electrón.Esto se probó al enviar los electrones de a uno y obtener el mismo patrón.Este experimento demostró que el postulado de De Broglie era correcto. Unode los grandes logros de la teoría de De Broglie fue el explicar de un modosimple las extrañas reglas de cuantización del átomo de Böhr.

Por otro lado, científicos excepcionales aparecen en escena: Werner Heisenberg, que enuncia su Principio De

Incertidumbre, en 1927, diciendo es algo así como quesi se conoce la velocidad de la partícula con bastanteprecisión se perderá información sobre la posición; si,en cambio, se conoce bastante bien la posición de lapartícula, entonces ha de renunciarse a conocer lavelocidad.

Erwin Schrödinger, que en 1925 introduce el conceptofunción de onda para designar tanto a las ondas mismascomo a la función matemática que las representa. Creauna ecuación (Ecuación de Schrödinger) querevolucionará la Ciencia: comienza a la ModernaTeoría Cuántica.

Paul Adrien Maurice Dirac desarrolló una teoríarelativista de la mecánica cuántica. Simplementeconservó los postulados de Schrödinger exigiendoademás que se cumplieran los requisitos de larelatividad de Einstein. De esta teoría el spin surgíacomo una consecuencia natural.


El trabajo de estos científicos, (y de otros que no se han nombrado)nos lleva a un concepto novedoso, el de ORBITAL, que emana del Principiode incertidumbre de Heisenberg (Recuerda!: es imposible definir con exactitudla posición y la velocidad de un electrón simultáneamente):

Se llama ORBITAL a la región del espacio(alrededor de un núcleo) en la que la probabilidad de

hallar a un electrón es máxima (99% o incluso más)

Los orbitales son las soluciones de la Ecuación De Schrödinger, y estándefinidos por medio de 4 números llamados Números Cuánticos:

El número cuántico principal n puede tomar valores enteros que vande uno a infinito (n = 1,2,3,4.....). Se relaciona con la energía delorbital. Los electrones que ocupan los orbitales de número cuánticoprincipal más alto tienen una energía mayor. El electrón que ocupaun orbital con n=2 tiene una energía mayor que el electrón que ocupaun orbital con n=1. El tamaño del orbital también está asociado alvalor de n. A mayor valor de n, mayor será el orbital.

El segundo número cuántico L, es el número cuántico acimutal ypuede asumir valores que van desde 0 hasta (n – 1). A los números Lse le asigna una letra: 0 = s, 1 = p, 2 = d y 3 = f. El número cuánticoacimutal se refiere al subnivel energético donde se encuentra elelectrón. Describe además la geometría del orbital.

Los orbitales de un subnivel se distinguen uno del otro, por un tercernúmero cuántico m. Es el número cuántico magnético y puedeasumir valores que van desde - L hasta + L. Por ejemplo, para unsubnivel d donde L=2, los valores que puede asumir m son -2,-1, 0,+1, +2. El número cuántico magnético específica la orientación delorbital en el espacio. En un subnivel d hay cinco orbitales, estos soncinco posibles orientaciones al interactuar con un campo magnético.Los mismos interactúan de maneras diferentes con el campomagnético debido a que los orbitales de un subnivel apuntan haciadiferentes direcciones. Orbitales con igual número cuántico acimutalpero distinto número cuántico magnético se llaman equivalentes.

El cuarto número cuántico s, es el número cuántico del espín o girodel electrón y éste sólo puede asumir dos valores: +1/2 y -1/2.

La siguiente tabla resume los valores quepueden asumir los cuatro números cuánticos deun electrón de acuerdo al nivel energéticodonde se encuentra (para los primeros tresniveles de energía):


Hasta ahora hemos considerado los cuatro números cuánticos quecaracterizan al electrón en un átomo. Hay una regla muy importante,conocida como Principio De Exclusión De Pauli, que relaciona estosnúmeros:

Principio de exclusión de Pauli: En un átomo no puedehaber dos electrones que tengan iguales los cuatro

números cuánticos.


Esta regla implica que no puede haber más de dos electrones encada orbital; y si dos electrones están en el mismo orbital, deben tener almenos el número cuántico del spin distinto (es decir +1/2 y -1/2 ), o sealos spines de esos electrones son opuestos. Asimismo, esta regla implica queel número máximo de electrones que pueden ocupar un determinado nivelserá 2n2 (n,nº cuántico ppal).

4.7 Configuraciones ElectrónicasNos indican la distribución de los electrones en los orbitales.Se basa

en las siguientes reglas: DIAGRAMA DE MOELLER

Indica el orden en que los electrones ocupan los orbitales.

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULISegún el cual los electrones (que son pequeñas partículas cargadas

eléctricamente que pululan alrededor del núcleo atómico) no puedensolaparse uno sobre otro, se excluyen mutuamente, y si se intenta presionara dos electrones en la misma órbita para que se unan, se repelen. Esta fuerzade repulsión no se debe al hecho de que las cargas eléctricascorrespondientes de los electrones se repelan, sino que se trata de una fuerzade repulsión completamente nueva, mucho más fuerte que laelectromagnética. Esta nueva fuerza, llamada «fuerza de intercambio» sólopuede comprenderse basándose en la teoría cuántica y no existe nadaanálogo a ella en la física clásica. Su existencia al nivel atómico es lo queimpide que se colapsen las nubes electrónicas que rodean los núcleosatómicos.

En resumen, se trata de un principio que establece que dos partículassimilares no pueden existir en el mismo estado, es decir, que no puedentener ambas la misma posición y la misma velocidad, dentro de los límitesfijados por el principio de incertidumbre.

Por otra parte, a través del principio de exclusión se puede explicarpor qué las partículas materiales no colapsan en un estado de casi extremadensidad, bajo la influencia de las fuerzas producidas por las partículas deespín 1, 1½ y 2: si las partículas materiales están casi en la misma posición,deben tener entonces velocidades diferentes, lo que significa que no estaránen la misma posición durante mucho tiempo.


REGLA DE HUNDEn un mismo subnivel, los átomos no se aparean hasta que no haya un

electrón en cada orbital.Siguiendo estas reglas se establece la configuración electrónica de cualquier

elemento. Veamos algún ejemplo:Supongamos que deseamos conocer la

configuración electrónica de la plata, que tiene 47electrones. Por la regla de Auf-Bau, el orden deenergía de los orbitales es el indicado en la tabla dela izquierda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa doselectrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capacabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales dde cada capa, y 14 en los orbitales f.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47electrones del átomo de plata:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9

Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta paracompletar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

Las siguientes páginas pueden ser útiles a la hora de comprobar las configuraciones de los elementosde la tabla periódica: http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/at

omo/celectron.htm http://www.cnice.mecd.es/eos/MaterialesEducativos/mem2000/tablap/index.htm

5 El Sistema Periódico5.1 Un Poco de Historia

La evolución de la tabla periódica, desde la primera ordenación de loselementos, ha tenido lugar a lo largo de más de un siglo de historia y ha ido parejaal desarrollo de la ciencia. Aunque los primeros elementos conocidos, como el oro,el hierro se conocían desde antes de Cristo (recuérdese que el hierro, por suimportancia en la evolución de la humanidad ha dado nombre a una época),todavía hoy se investiga la posible existencia de elementos nuevos para añadir a latabla periódica.

Como en la naturaleza la mayoría de los elementos se encuentran combinadosformando compuestos, hasta que no fue posible romper estos compuestos y aislarsus elementos constituyentes, su conocimiento estuvo muy restringido. Fue en elaño 1800 cuando se descubrió el fenómeno de la electrólisis (ruptura de uncompuesto mediante el uso de energía eléctrica ). Este descubrimiento impulsó unsalto hacia delante en el descubrimiento de nuevos elementos. Así, de poco más dediez que se conocían hasta el Siglo XVIII, en el que se habían descubierto loselementos gaseosos (hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y cloro) y algunos metales(platino, níquel, manganeso, wolframio, titanio vanadio y plomo), en las primerasdécadas del siglo XIX se descubrieron más de 14 elementos, y posteriormente, aritmo algo más lento se siguieron descubriendo otros nuevos.

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/at

http://www.cnice.mecd.es/eos/MaterialesEducativos/mem2000/tablap/index.htm


Así, en 1830 se conocían ya 55 elementos diferentes, cuyas propiedades físicasy químicas variaban extensamente. Fue entonces cuando los químicos empezaron ainteresarse realmente por el número de elementos existentes. Preocupaba sabercuántos elementos diferentes existían y a qué se debía la variación en suspropiedades.

Sería Berzelius quien llevase a cabo la primera agrupación delos elementos, ordenándolos alfabéticamente e incluyendo el datode su peso atómico. Sin embargo, esta agrupación no atrajo elinterés de los científicos de la época.

Hasta ese momento, nadie parecía haber advertido la posibleperiodicidad en las propiedades de los elementos químicos, entreotras razones, porque el número de elementos que quedaban por

descubrir dejaba demasiados huecos como para poder atisbar orden alguno en laspropiedades de los mismos. Además, todavía no existía un criterio claro para poderordenar sus propiedades, ya que el peso atómico de un elemento, que fue el primercriterio de ordenación de los elementos, no se distinguía con claridad del pesomolecular o del peso equivalente.

Fue en 1829 cuando el químico alemán Döbereiner realizoel primer intento de establecer una ordenación en los elementosquímicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre loselementos cloro, bromo e iodo por un lado y la variación regularde sus propiedades por otro. Una de las propiedades que parecíavariar regularmente entre estos era el peso atómico. Pronto estassimilitudes fueron también observadas en otros casos, comoentre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades quevariaba con regularidad era de nuevo el peso atómico. Ahorabien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso yDöbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como la había un gran númerode elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sustrabajos fueron desestimados.

Hacia 1862, el francés Chancourtois estableció su tornillotelúrico (o anillo telúrico, o hélice telúrica), por la cual loselementos se iban colocando sobre una línea que ascendía con unángulo de 45 grados por la superficie curva de un cilindro. Loselementos que coincidían sobre una generatriz (la línea rectaperpendicular a las bases) tenían propiedades físicas y químicassimilares. Además, estas propiedades se repetían cada dieciséisunidades de peso atómico, lo que hizo que Chancourtois pensaseque las propiedades de los elementos están ligadas con las

propiedades de los números. Lo malo es que, además de creer en esa paridad cifro-elemental, el francés introdujo iones de los elementos en su clasificación.

En 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante, cuandoNewlands estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado loselementos conocidos por su peso atómico y después de disponerlosen columnas verticales de siete elementos cada una, observó que enmuchos casos coincidían en las filas horizontales elementos conpropiedades similares y que presentaban una variación regular.Esta ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de lasoctavas, ya que el octavo elemento da comienzo a una nuevacolumna. En algunas de las filas horizontales coincidían los


elementos cuyas similitudes ya había señalado Döbereiner. El fallo principal quetuvo Newlands fue el considerar que sus columnas verticales (que seríanequivalentes a períodos en la tabla actual) debían tener siempre la misma longitud.Esto provocaba la coincidencia en algunas filas horizontales de elementostotalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajos fuerandesestimados.

Más acertado estuvo otro químico, Meyer, cuando alestudiar los volúmenes atómicos de los elementos yrepresentarlos frente al peso atómico observó la apariciónen el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde unmáximo (que se correspondía con un metal alcalino) ysubido hasta el siguiente, representaba para Meyer unperíodo. En los primeros períodos, se cumplía la ley de las

octavas,perodespués se encontraban periodosmucho más largos. Aunque eltrabajo de Meyer eranotablemente meritorio, supublicación no llegó a tenernunca el reconocimiento que semerecía, debido a la publicaciónun año antes de otra ordenaciónde los elementos que tuvo unaimportancia definitiva, laaportada por Mendeliev.

En 1869, utilizando como criterio la valencia delos distintos elementos, además de su peso atómico,Mendeliev presentó su trabajo en forma de tabla en laque los periodos se rellenaban de acuerdo con lasvalencias (que aumentaban o disminuían de formaarmónica dentro de los distintos periodos) de loselementos. Esta ordenación daba de nuevo lugar a otrosgrupos de elementos en los que coincidían elementos de

propiedades químicassimilares y con una variaciónregular en sus propiedadesfísicas. La tabla explicaba lasobservaciones de Döbereiner,cumplía la ley de las octavasen sus primeros periodos ycoincidía con lo predicho enel gráfico de Meyer. Además,observando la existencia dehuecos en su tabla, Mendelievdedujo que debían existirelementos que aun no sehabían descubierto y ademásadelanto las propiedades que


debían tener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en latabla. Años más tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimientode nuevos elementos se aceleró y aparecieron los que había predicho Mendeliev. Lossucesivos elementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gasesnobles encontró un sitio en esta nueva ordenación. La tabla de Mendeliev fueaceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos descubrimientos relativos alas propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy similar a la que élelaboró más de un siglo atrás.

5.2 El Sistema Periódico Actual . Periodicidad en laConfiguración Electrónica y en la Valencia

En 1913 Moseley ordenólos elementos de la tablaperiódica usando como criteriode clasificación el númeroatómico. Enunció la “leyperiódica”: "Si los elementos secolocan según aumenta sunúmero atómico, se observauna variación periódica de suspropiedades físicas y químicas".

A partir de entonces laclasificación periódica de loselementos siguió ese criterio,pues en los átomos neutros elnúmero de protones es igual alde electrones y existe unarelación directa entre el últimoorbital ocupado por un e– de unátomo (configuración electrónica) y su posición en la tabla periódica y, por tanto,en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma...

Se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnasverticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad derepresentación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que correspondena elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elementodel periodo.

Los grupos con mayor número deelementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16,17 y 18, se conocen como grupos


principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos detransición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos detransición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transicióninterna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segundafila son actínidos.

Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódicahasta el uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, asícomo el tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en lanaturaleza, y han sido obtenidos por el hombre.

El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodoconsta de dos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienencada uno ocho elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos yel séptimo, aunque debería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricadotodos, desconociéndose 3 de ellos y de otros muchos no se conocen suspropiedades.

El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, conperiodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que unaconfiguración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en suúltima capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en losorbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, loselementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia().Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situaciónen la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos suconfiguración electrónica.

El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), claramente enel grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración “s1” y “s2” respectivamente.

BloqueGrupo Nombres Config. Electrón.

s12

AlcalinosAlcalino-térreos

n s1

n s2

p

131415161718

TérreosCarbonoideosNitrogenoideosAnfígenosHalógenosGases nobles

n s2 p1

n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6

d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

()Electrones de valencia.- Son los electrones de la última capa de cada elemento,específicamente los menos atraídos de dicha capa y, por lo tanto, los más disponiblespara interactuar con otras partículas. El número de electrones de valencia de un

elemento se puede determinar fácilmente a partir del lugar que ocupa dicho elementoen la tabla periódica. El número de electrones de valencia de cada elemento coincide

con el número de casillas.La valencia de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de un elemento paracombinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos.Se define como elnúmero de átomos de hidrógeno que pueden unirse o ser sustituidos por un átomo delcorrespondiente elemento


6 Propiedades PeriódicasSon propiedades periódicas de los elementos químicos las debidas al número

de electrones de valencia de un elemento. Las variaciones de las propiedadesperiódicas dependen de las configuraciones electrónicas, en especial de laconfiguración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo.

Estas propiedades varían de forma gradual al movernos en un determinadosentido en el sistema periódico con patrones que se repiten periódicamente.

La comprensión de esta periodicidad permite entender mejor el enlace de loscompuestos simples, y nos otorga una cierta capacidad de predicción sobre laspropiedades de un elemento conocida su situación en la tabla periódica.

Analicémoslas.

6.1 Radio AtómicoAsí como el tamaño de un orbital no puede especificarse en forma exacta, el

tamaño de un átomo tampoco puede ser precisamente definido. El radio atómicodebe obtenerse midiendo las distancias entre átomos en compuestos químicos(mediante técnicas de difracción de rayos X, neutrones o electrones). Por ejemplotomemos la molécula de Bromo (Br2). El radio del átomo Br es " la mitad de ladistancia" entre los núcleos, que se puede medir experimentalmente y cuyo valor esBr-Br = 2,28 Å. Esto da para el radio r(Br)=1,14 Å. Mediciones de este tipo hanpermitido conocer prácticamente todos los radios atómicos de los elementos ymediante simples fórmulas para el volumen V(Br)= (4/3)πr3 logramos el tamañoátomico.

El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos deun mismo elemento unidos entre sí.

Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta con el valor de Z, esdecir, hacia abajo, ya que el número de niveles electrónicos aumenta en el mismosentido.

En los períodos cortos, el radio atómico disminuye al aumentar el númeroatómico, pues el electrón diferenciador se sitúa en el mismo nivel energético y lacarga nuclear va aumentando. Debido a esto, la carga nuclear atrae con más fuerza,


para igual distancia, a los electrones periféricos, lo que produce la correspondientedisminución. En los períodos largos la variación es más irregular, existiendo dosmínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno correspondiente. Los elementosdel grupo primero son los de mayor radio atómico

Por otro lado, sucede que todo catión es siempre menor que el átomo neutrodel que procede, y por el contrario, todo anión es siempre mayor que el átomoneutro del que procede

6.2 Energía de Ionización

Se trata de la energía que debe suministrarse a un átomo aisladode un elemento en estado gaseoso, para arrancarle su electrón másexterno.

Este valor suele expresarse en kJ/mol o bien en eV (electrón-voltio)()

La variación dentro de un grupo se puede establecer considerando que amedida que descendemos por él, el electrón se halla más débilmente unido alnúcleo (al tratarse de niveles electrónicos mayores). Por su parte, la variación en unmismo período se entiende observando que a pesar de encontrarnos en un mismonivel electrónico, la carga nuclear aumenta, con lo que la atracción por parte delnúcleo es mayor, y mayor será la energía necesaria para arrancar ese electrón.

Puesto que también podríamos calcular la energía necesaria para arrancar un2º, un 3º (…) electrón (una vez extraído el primero), podremos hablar de 1era

energía de ionización, 2ª energía, etc. En cualquier caso, a medida que arrancamoselectrones, la extracción de sucesivas partículas requiere valores de energía muchomayores.

Gráficamente:


6.3 Electronegatividad

Medida de la tendencia de un elemento a atraer haciasí el par de electrones implicado en el enlace con otroátomo.

La variación queda esquematizada en el siguiente gráfico:

Vemos, pues que en un mismo grupo, la electronegatividad disminuye aldescender en él (ya que los electrones del enlace se hallan más lejos del núcleo); porsu parte, para un mismo período se produce un aumento la ir hacia mayoresvalores de Z (hacia la derecha), ya que la carga nuclear aumenta y se permanece enel mismo nivel electrónico. Desde luego, la electronegatividad de los gases nobles esprácticamente nula, puesto que no poseen esa tendencia, al tener completo su nivelelectrónico.

Por otro lado, es importante mencionar que ese valor de laelectronegatividad será fundamental a la hora de establecer el tipo de enlace que seestablecerá. (Pero esto pertenece a otro tema)

() electrón-voltio (eV)1 Julio= 6´242.1018 eV1 eV= 1´602.10-19 J


6.4 Afinidad ElectrónicaLa afinidad electrónica se define como la energía que liberará un átomo, en

estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo oanión.

Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de laatracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de loselectrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa devalencia con ocho electrones.

Mientras que el potencial de ionización se puede medir directamente y conrelativa facilidad, la medición de la afinidad electrónica es complicada y sólo enmuy pocos casos puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no sonfiables.

6.5 Carácter Metálico/ No MetálicoLos metales se caracterizan por tener bajas energías de ionización y

electronegatividades, con lo que la tendencia a formar cationes es elevada. Así, elcarácter metálico de los elementos puede resumirse en el siguiente gráfico:

Como ya sabes, y aunque aquí no aparezca reflejado, en la tabla periódicaexiste una “frontera” que delimita los metales de los no metales:


APÉNDICE: Espectrómetro de masas

CARACTERÍSTICAS:

Consta de los siguientes elementos:

I = fuente emisora de iones (para electrones puedeser un simple filamento caliente).

S1 y S2 = rendijas estrechas, a una diferencia depotencial V, por las que pasan los iones.

P = placa fotográfica donde se registra el impactodel ión.

Por debajo de las rendijas existe un campomagnético uniforme, perpendicular al plano del papel, ydirigido hacia el observador.

VELOCIDAD DE SALIDA DEL ION:

La variación de energía cinética del ión es igual a la energía potencial adquirida.

(1)

Al incidir el ión perpendicularmente al campo , describirá una órbita circular de radio r, definido por

(2)

Tratamos de determinar la relación mq

; combinando (1) y (2):

Donde B, V y r son cantidades medibles.

UTILIZACIÓN:Conocida la carga q, podemos medir la masa del ión.

Detección de isótopos: dos partículas de igual carga pero diferente masa, describen circunferencias de radiosdiferentes.

Comprobación de los principios relativistas, es decir, de la variación de la masa con la velocidad:

y, en consecuencia, determinar la invarianza de la carga.

t4.estructura de los átomos. 1º bachillerato

Education