1Bach Átomo y sistema periódico

El átomo y el sistema periódico

3. Estructura electrónica de los átomos3.1. Principio de mínima energía 3.2. Principio de exclusión de Pauli 3.3. Principio de máxima multiplicidad de Hund4. Sistema periódico5. Propiedades periódicas5.1. Radio atómico 5.2. Radio iónico 5.3. Energía o potencial de ionización 5.4. Electronegatividad

1. Teorías atómicas1.1. Modelo atómico de Dalton 1.2. Modelo atómico de Thomson 1.3. Modelo atómico de Rutherford1.4. Modelo atómico de Bohr2. Orbitales atómicos y números cuánticos

Teorías atómicas

• Modelo atómico de Dalton
• Modelo atómico de Thomson
• Modelo atómico de Rutherford
• Modelo atómico de Bohr

Teorías atómicas

A principios del siglo XIX, Dalton había establecido, en base a las leyes ponderales (ley de la conservación de la masa de Lavoisier, ley de las proporciones definidas de Proust y la de las proporciones múltiples del propio Dalton) la existencia de los átomos, suponiendo que todos los átomos de un elemento eran idénticos en masa y propiedades y que se unían entre sí para formar compuestos, formados por moléculas idénticas con igual nº de átomos de cada clase (la fórmula del compuesto). Para Dalton los átomos eran indivisibles e indestructibles y de hecho el término átomo proviene del griego “átomon”, unión de dos vocablos: el prefijo “a“, que significa "sin", y “tomon”, que significa "división" ("indivisible", algo que no se puede dividir) y fue el nombre que se dice les dio Demócrito, discípulo de Leucipo, a las partículas que él concebía como las de menor tamaño posible. Pero en ese XIX siglo empezaron a pasar cosas….

• Hay átomos del mismo tipo y con distinta masa (isótopos)
• Los átomos no siempre se combinan en relación 1:1 (por ejemplo H2O, NH3, CO2, etc.)
• En reacciones nucleares se crean nuevos átomos y desaparecen los existentes.

Teorías atómicas

Teoría atómica de Thomson: descubrimiento del electrón

A lo largo del s. XIX experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia dieron lugar al descubrimiento del electrón, los cuales constituían los rayos catódicos. Este hecho y a la determinación de la carga a través de la experiencia de Millikan, sugirieron que el átomo no era indivisible, sino que contenía partículas cargadas. J. J. Thomson (1856-1940) basándose en el hecho de que la materia se presenta, generalmente, en estado neutro, propuso un modelo en el que el átomo estaba formado por una esfera con masa y carga positiva con los suficientes electrones insertados en ella como para neutralizar la carga positiva de dicha esfera (modelo del pastel de pasas).

Los rayos catódicos viajan del cátodo (-) al ánodo (+).

Los rayos catódicos hacen girar un molinillo en el tubo.

Los rayos catódicos se desvían fácilmente al acercar un imán.

Primer modelo que trata el átomo como partícula divisible

Los rayos catódicos son negativos

Los rayos catódicos tienen masa

Tienen muy poca masa

¡Son los electrones!

Teorías atómicas

Modelo atómico de Rutherford

A principios del s. XX, Ernest Rutherford ideó un experimento que consistía en bombardear con partículas alfa (partículas con carga positiva) una fínisima lámina de oro (5000 Å) de forma que estas partíclas, al tener una elevada energía cinética, debían atravesar la lámina. Esto era lo que ocurría para la mayor parte de ellas, pero alrededor del 0,01 % de las partículas se desviaban con cierto ángulo y algunas incluso rebotaban en la lámina. Rutherford concluyó que:

• La carga positiva de los átomos y casi toda su masa, estaba concentrada en una zona central, que denominó núcleo.
• El núcleo tiene carga positiva debido a unas partículas llamadas protones.
• La carga negativa del átomo estaba en la corteza, formada por los electrones girando alrededor del núcleo a grandes distancias y con una velocidad tal que la fuerza centrífuga compensase a la de atracción electrostática.
• El radio del átomo es 100 000 veces mayor que el del núcleo.

Este fue el primer modelo atómico nuclear y, aunque el modelo atómico de Rutherford está superado hoy en día, esta idea junto con la de la corteza electrónica se mantiene aunque no como la había concebido Rutherford. El modelo atómico de Rutherford era inconsistente ya que según las leyes del electromagnetismo, el electrón emite energía radiante cuando gira, por lo que perdería energía poco a poco y acabaría cayendo sobre el núcleo.

Necesidad de un nuevo modelo atómico

Caracterización de los átomos

En 1932, el físico inglés James Chadwick, describe la existencia, en el núcleo, de una partícula sin carga eléctrica y de masa similar a la del protón a la que denominó neutrón

Partícula

Protón

Neutrón

Electrón

Masa (kg)

1,673 · 10-27

1,675 · 10-27

9,109 · 10-31

Carga (C)

+1,6 · 10-19

-1,6 · 10-19

Partículas subatómicas

Ideas clave

• Protones y neutrones tienen la misma masa.
• Protones y neutrones están en el núcleo. Este es el motivo por el cuales se les conoce como nucleones.
• La masa del electrón es tan pequeña que es despreciable.
• El protón es positivo, el electrón negativo y el neutrón neutro.

Caracterización de los átomos

Número atómico y número másico

Las partículas subatómicas permiten describir a los núcleos atómicos en función de dos números. Así, podemos representar a los núcleos atómicos de la siguiente forma:

• Número atómico (Z): número de protones que tiene un núcleo de un átomo y es propio de cada elemento químico.

• Número másico (A): es la suma de protones y neutrones de un núcleo.

Recuerda que cuando un átomo está en estado neutro tiene el mismo número de protones que de electrones. Si tenemos un anión (ion con carga negativa) este habrá ganado electrones mientras que si lo que tenemos es un catión (ion con carga positiva) este habrá perdido electrones.

Caracterización de los átomos

Isótopos

La medida de masas atómicas demostró que no todos los átomos de un mismo elemento son iguales, algunos tienen masas diferentes y se les llama isótopos. Los isótopos son átomos de un mismo elemento (igual número de protones o Z) con distintos número de neutrones y, por tanto, diferente número másico (A). En la naturaleza la mayoría de los elementos se presentan como mezcla de varios isotopos con distinta abundancia. A partir de las masas atómicas de cada isótopo (m₁, m2, m3 ...), obtenidas experimentalmente, y de los porcentajes de abundancia en la naturaleza (%1, %2, %3 ...) se obtiene la masa atómica de cada elemento. Para el caso de un átomo con tres isótopos:

Ejemplo: cálculo masa atómica relativa

Masa promedio = 24 · % + 25 · % + 26 · %

Masa promedio = 24 · 0,7899 + 25 · 0,1 + 26 · 0,1101 = 24,305 u

Caracterización de los átomos

Iones

Un ion es una partícula cargada eléctricamente. Se produce por la pérdida o ganancia de electrones por parte de un átomo o partícula en estado neutro.

Los cationes tienen carga positiva, ya que poseen mayor cantidad de protones que electrones.

El número de protones (Z):

• es una característica de un elemento químico
• nunca cambia en una reacción

Los electrones son los responsables de los cambios químicos!!

Los aniones tienen carga negativa, ya que poseen mayor cantidad de electrones que protones.

Teorías atómicas

Modelo atómico de Dalton

Origen de la teoría cuántica

Modelo atómico de Thomson

Modelo atómico de Rutherford

Modelo atómico de Bohr

Problemas precursores de la teoría cuántica

A principios del S. XX surgen tres fenómenos experimentales sin explicación, relacionados con la absorción y/o emisión de ondas electromagnéticas por los átomos que constituyen la materia:

Teoría cuántica de Planck

Max Planck propuso una idea radical: la energía no se emite de forma continua, sino en "paquetes" discretos llamados cuantos. La energía de cada paquete es E = h⋅f ( h, constante de Planck). Esta fue la semilla de la física cuántica.

La radiación térmica del cuerpo negro

La física clásica fracasaba al predecir el color (la frecuencia) de la luz emitida por un objeto caliente (como un metal al rojo vivo). Sus ecuaciones predecían una emisión infinita de energía para altas frecuencias ("catástrofe ultravioleta"), lo cual era absurdo.

Simulador

Albert Einstein propuso que la luz está formada por fotones, cuya energía es E=h⋅f. Se necesita un fotón con energía suficiente para liberar un electrón, explicando por qué la frecuencia es clave. Esto evidenció la dualidad onda-partícula de la luz.

Teoría de Einstein

El efecto fotoeléctrico

Al iluminar una placa metálica, la luz podía arrancar electrones. Inexplicablemente, solo lo hacía si la luz tenía una frecuencia mínima, sin importar la intensidad (el brillo).

Los espectros atómicos

Los gases, al ser excitados, no emiten luz en todos los colores, sino solo en líneas de frecuencias muy específicas, formando un espectro discreto. Según la física clásica, los electrones deberían perder energía en espiral y emitir un espectro continuo.

Era evidente que las reglas del mundo macroscópico no funcionaban dentro del átomo. Era necesario el desarrollo de un nuevo modelo que explicase cómo era y cómo se comportaba el átomo.

Modelo atómico de Bohr

Teorías atómicas

Modelo atómico de Bohr

Con el fin de resolver los problemas acumulados sobre el modelo de átomo planetario, y para explicar el espectro del átomo de hidrógeno, Niels Bohr propone en 1913 un nuevo modelo atómico basado en tres postulados:

1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía. A cada órbita le corresponde una energía, tanto mayor, cuanto más alejada se encuentre del núcleo
2. No todas las órbitas son posibles. Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π.
3. Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.

Las líneas discretas de los espectros correspondían, cada una de ellas, a un salto electrónico entre los niveles de energía permitidos. Como no es posible cualquier nivel de energía porque la energía está cuantizada, solamente era posible una serie de saltos por lo que el espectro consistía en una serie de líneas discretas y no en una banda continua de energía.

Orbitales atómicos y números cuánticos

Orbitales atómicos y números cuánticos

Un orbital atómico es la zona del espacio en donde la probabilidad de encontrar al electrón es grande (> 90%). Las zonas en las que la probabilidad de encontrar al electrón es nula reciben el nombre de zonas nodales. Son funciones matemáticas que describen el tamaño, la forma y la orientación de las regiones del espacio donde es posible encontrar al electrón. Los números cuánticos que se utilizan para describir el estado de un electrón en el átomo son cuatro: principal (n), secundario (l), magnético (m) y espín (s).

• Número cuántico principal, n: indica la capa o nivel de energía. El primer nivel es el de menor energía y los siguientes, cada vez más alejados del núcleo, tienen energías mayores. Toma valores: 1, 2, 3, 4 ... ∞

• Número cuántico secundario o azimutal, l: indica los subniveles de energía (tipos de orbitales) del átomo. Cuanto mayor sea l más compleja es la forma del orbital. Toma valores: 0 ... n-1.

Orbital f (l=3)

Orbital p (l=1)

Orbital d (l=2)

Orbital s (l=0)

• Número cuántico magnético, ml: está relacionado con la orientación de los orbitales en el espacio. Existen tantas orientaciones como valores de ml. Toma valores: -l ... 0 ... +l.

• Número cuántico de espín, ms o s: está relacionado con el sentido de giro del electrón alrededor del núcleo. Toma valores: -1/2 y +1/2.

Resumen de los números cuánticos en los distintos niveles de energía

Capa K (n = 1)

Cada orbital puede albergar 2 electrones s = -1/2 y s = +1/2

Nº DE ELECTRONES TOTALES CAPA K (n=1): 2

m=0 (1 orientación)

un orbital 1 s

l=0 (orbital s)

2 electrones

n=1

nº máximo de electrones 2n2

Capa L (n = 2)

Cada orbital puede albergar 2 electrones s = -1/2 y s = +1/2

l=0 (orbital s) l=1 (orbital p)

m=0 (1 orientación)

un orbital 2 s

2 electrones

Nº DE ELECTRONES TOTALES CAPA L (n=2): 8

n=2

m=-1 m= 0 m=+1 (3 orientaciones)

nº máximo de electrones 2n2

3 orbitales 2p

6 electrones

Resumen de los números cuánticos en los distintos niveles de energía

Capa M (n = 3)

Cada orbital puede albergar 2 electrones s = -1/2 y s = +1/2

l=0 (orbital s) l=1 (orbital p) l=2 (orbital d)

m=0 (1 orientación)

un orbital 3s

2 electrones

m=-1 m= 0 m=+1 (3 orientaciones)

n=3

3 orbitales 3p

6 electrones

Nº DE ELECTRONES TOTALES CAPA M (n=3): 18

nº máximo de electrones 2n2

m=-2 m=-1 m= 0 m=+1 m=+2 (3 orientaciones)

5 orbitales 3d

10 electrones

Resumen de los números cuánticos en los distintos niveles de energía

Capa N (n = 4)

Cada orbital puede albergar 2 electrones s = -1/2 y s = +1/2

l=0 (orbital s)

m=0 (1 orientación)

un orbital 4s

2 electrones

m=-1 m= 0 m=+1 (3 orientaciones)

l=1 (orbital p)

3 orbitales 4p

6 electrones

Nº DE ELECTRONES TOTALES CAPA N (n=4): 32

n=4

m=-2 m=-1 m= 0 m=+1 m=+2 (3 orientaciones)

nº máximo de electrones 2n2

l=2 (orbital d)

5 orbitales 4d

10 electrones

m=-3 m=-2 m=-1 m= 0 m=+1 m=+2 m=+3 (7 orientaciones)

l=3 (orbital f)

7 orbitales 4f

14 electrones

Forma y tamaño de los orbitales

Estructura electrónica de los átomos

Estructura electrónica de los átomos

Una vez que conocemos los significados de los números cuánticos, ya podemos estudiar la estructura interna del átomo, puesto que esta condicionará las propiedades físicas y químicas de los elementos. Así, cualquier átomo estará formado por un núcleo en el que se encuentran los protones y neutrones, y alrededor de él se superponen los orbitales atómicos, en los cuales es muy probable que nos encontremos a los electrones. La distribución de los electrones en estos orbitales atómicos es lo que se conoce como configuración electrónica. Ahora bien, los electrones no se “colocan” en los orbitales de manera aleatoria, sino que lo hacen de acuerdo con una serie de reglas de llenado:

Principio de mínima energía

Principio de exclusión de Pauli

Principio de máxima multiplicidad de Hund

Principio de mínima energía o principio de Aufbau: energía de los orbitales atómicos

De acuerdo con la tendencia general al mínimo de energía (máxima estabilidad), los electrones se situarán en los orbitales en orden de menor a mayor energía. La configuración del estado fundamental será la de menor energía, pero si el átomo adquiere mayor energía (por una descarga eléctrica o un simple choque) puede adquirir configuración de mayor energía y estar en un estado excitado. La energía de cada orbital se calcula resolviendo la ecuación de ondas, lo que resulta muy complejo. Sin embargo, Madelung encontró una regla empírica para recordar en qué orden de energía debemos disponer los orbitales. Esta regla, denominada a veces como regla n+l, afirma que la energía de cada orbital va creciendo según crece la suma de los valores de n y l de esos orbitales. Cuanto mayor sea esta suma, mayor será la energía del orbital. A igualdad de valores (n + l) entre dos orbitales, tendrá mayor energía el de mayor número n. Esta regla se recuerda fácilmente con el diagrama de Möeller.

Sistema periódico: clasificación periódica de los elementos

El sistema periódico: clasificación periódica de los elementos

Ley de Moseley: sistema periódico actual

La ordenación actual de la tabla periódica se debe a los científicos Werner y Paneth, que tomaron la idea original del científico inglés Henry Moseley (1887-1915), quien en 1914 establece el concepto de número atómico como el nº de protones existente en el núcleo de cualquier átomo, el cual es característico de cada elemento. Así pues, Moseley llegó a la conclusión de que la ordenación correcta de los elementos debía ser no por su masa atómica, sino por su nº atómico.

La tabla periódica actual consta de 7 filas o períodos y de 18 columnas, grupos o familias. En ella se colocan los 118 elementos químicos conocidos y aceptados por la IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry); de ellos, 89 son naturales y el resto, artificiales (descubiertos en los laboratorios). Los elementos se ordenan por orden creciente de su nº atómico, de tal manera que las propiedades fisicoquímicas van repitiéndose conforme bajamos de fila (ley periódica). Así, los elementos situados en el mismo grupo tendrán la misma configuración electrónica externa y, por tanto, las mismas propiedades.

El sistema periódico: clasificación periódica de los elementos

Los elementos del mismo grupo tienen propiedades parecidas y como estas propiedades vienen determinadas por los electrones del último nivel, deducimos entonces que todos los elementos del mismo grupo o familia tendrán la misma configuración electrónica externa. Los distintos grupos o familias y sus correspondientes configuraciones electrónicas externas son los siguientes:

Los electrones situados en la capa de valencia (última capa) determinan las propiedades químicas de los elementos

ns1

ns2

ns2 np1

ns2 np2

ns2 np3

ns2 np4

ns2 np5

ns2 np6

El sistema periódico: clasificación periódica de los elementos

Metales

Gases nobles

Metales No metales Semimetales

Apariencia brillante, son buenos conductores del calor y de la electricidad y forman aleaciones con otros metales. La mayoría son sólidos a temperatura ambiente (Hg es líquido). Tienden a ceder electrones, formando cationes (iones con carga +).

Semimetales

Sólidos frágiles/quebradizos de aspecto metálico que son semiconductores y se comportan como no metales.

No metales

Apariencia apagada, son malos conductores del calor y de la electricidad y son frágiles. Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente. Tienden a captar electrones, formando aniones (iones con carga -).

En un mismo grupo: propiedades físicoquímicas semejantes.En un mismo periodo: propiedades físicoquímicas varían de forma gradual.

Gases nobles

Gases monoatómicos inodoros e incoloros que apenas reaccionan químicamente, pues tienen ocho electrones en su capa exterior.

Propiedades periódicas

• Radio atómico
• Radio iónico
• Energía o potencial de ionización
• Electronegatividad

Propiedades periódicas

Las propiedades físicas y químicas que se repiten con cierta regularidad a lo largo de los grupos y periodos se denominan propiedades periódicas. La razón de esta regularidad la encontramos en la configuración electrónica y en el número atómico de cada elemento. Las propiedades periódicas más importantes son:

Radio atómico

Radio iónico

Energía de ionización

Electronegatividad

Propiedades periódicas

Radio atómico

El átomo no tiene límites definidos, por lo que no podemos hablñar de su volumen desde un punto de vistas estricto. El tamaño de un átomo es difícil de definir por dos razones: se trata de un sistema de partículas muy influenciado por los átomos que lo rodean y los orbitales que componen la corteza electrónica no tienen unas dimensiones definidas. Por ello, el valor que se le asigna en la práctica al radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos iguales enlazados entre sí.

Aumenta

Los electrones de valencia se sitúan en niveles cada vez más alejados del núcleo. Aumenta el número de capas electrónicas y disminuye la fuerza atractiva entre el núcleo y los electrones.

Disminuye la carga del núcleo y por tanto la fuerza de atracción entre el núcleo y los electrones de la capa más externa disminuye aumentando el radio atómico

Propiedades periódicas

Radio iónico

El radio de un ion es distinto del de un átomo en estado neutro, ya que el ion se forma por ganancia o pérdida de electrones:

• Los iones positivos (cationes) tienen menor radio que los átomos neutros de los que proceden. Esta disminución de tamaño se debe a que cuando se forma el ion se pierden electrones, incluso en muchas ocasiones se pierde el nivel electrónico más externo, de forma que los demás electrones pueden reducir sus distancias: las repulsiones son menores, los electrones son atraídos por el núcleo con más fuerza.
• Los iones negativos (aniones) tienen mayor radio que los átomos neutros de los que proceden porque al ganar electrones aumenta la repulsión electrónica.

Cuando se comparan iones isoelectrónicos (poseen el mismo número de electrones en la última capa) son las especies con mayor carga nuclear (Z) las que tienen menor tamaño al aumentar las fuerzas de atracción sobre los electrones.

Propiedades periódicas

Energía o potencial de ionización (EI)

La energía de ionización, o potencial de ionización, se define como la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental, transformándolo en un ion positivo. Sus unidades habituales son kJ/mol, kcal/mol o eV/átomo. También existen las llamadas energías de ionización sucesivas, que son las necesarias para ir quitando el 2º, 3º, 4º... electrones del átomo ya ionizado. Estas energías son cada vez mayores, puesto que a medida que desaparecen los electrones hay un exceso de carga positiva del núcleo que “tira” con más fuerza de los electrones restantes y, por ello, se necesitará más energía para arrancarlos. Su variación en la tabla periódica es de la manera siguiente:

• Al descender en un grupo disminuye la energía de ionización ya que al aumentar el número de capas electrónicas disminuye la fuerza de atracción ejercida por el núcleo sobre el electrón.
• Dentro de un mismo período la energía de ionización aumenta hacia la derecha al aumentar el número atómico ya que los electrones se encuantran más atraídos por el núcleo.

Propiedades periódicas

Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

Cuanto más electronegativo sea un elemento, con mayor fuerza atraerá el par de electrones. Está íntimamente relacionada con la energía de ionización y con la afinidad electrónica: cuando ambas aumentan, también lo hace la electronegatividad. Por tanto su variación en la tabla periódica es de la manera siguiente: