LOS MODELOS ATÓMICOS

LA TEORÍA ATÓMICA

1808 JHON DALTON

Propone en 1808 una serie de postulados que afirman entre otrascosas que:

Los átomos están formados por partículas indivisiblesllamadas átomos.

Los átomos de un mismo elemento son todos iguales ylos átomos de elementos distintos son diferentes.

Los átomos al combinarse para formar compuestos, lohacen en razón de números enteros y sencillos.

Bohr SchrödingerThomsom

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1897 JOSEPH THOMSOM: “Modelo del Budín de pasas”

En 1897 valiéndose de los análisis de Williams croockes, Thomsomdescubre los electrones y con ello postula el primer modelo atómicoconocido.

Según el modelo, los electrones seencuentran inmersos en una minúsculaesfera positiva cual si fueran pasas dentro deun pastel.

Pudo justificar de este modo, la naturalezaeléctrica de la materia y su neutralidad.

“los rayos catódicos” observados por Croockes noeran si no un haz de electrones fluyendo desde unelectrodo a otro.

A pesar de lo grandioso del descubrimiento aThomsom le fue imposible determinar con certezala masa y carga del electrón de forma separada.

1911 RUTHERFORD: “Modelo Planetario”

En 19911 Rutherford plantea la existenciade un núcleo en el átomo a partir de losresultados observados al bombardear unadelgada lámina de oro con partículas alfa.

Del experimento se concluye que el átomose compone de un núcleo positivoextraordinariamente pequeño. Los electronescon carga negativa de igual magnitud quelos protones giran en torno de éste a granvelocidad y la mayor parte del volumenatómico es espacio vacío.

Rutherford postula además que para evitar la repulsión de protones en el núcleo debe existir unapartícula de masa considerable sin carga. En 1932 James Chadwick descubre los neutrones.

El experimento de Rutherfordpermitió establecer con exactitudla existencia del núcleo atómico,sin embargo, el modelo planteadono explicaba entre otras cosas lagran atracción electrostática entreelectrón y protón, no considerada.

TUBO DE CROOQUES

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1913 NIELS BOHR: “Modelo de Estado Estacionario”

El modelo de Bohr plantea que loselectrones giran alrededor delnúcleo en órbitas conocidas y adiferente distancia unos de otros.

Según el modelo, los electrones seubican en niveles de energíadefinidos y mientras se mantengan enesos niveles su energía no varía.

Los fenómenos de emisión yabsorción de energía observados enlos espectros le permiten postular que a medida que los electrones seacercan al núcleo deben absorber energía y si se alejan de él, debenemitirla.

A pesar de lo anterior el modelo no permite explicar los espectros observados para átomos máspesados. El modelo sólo es razonable en átomos livianos (como el de Hidrógeno).

1927 ERWIN SCHRÖDINGER: “Modelo Mecánico Cuántico”

El modelo se fundamentó enlas ideas planteadas en elPrincipio de Incertidumbrede Heissenberg y en ladualidad onda-partículapropuesta por De Broglie.

El electrón queda descritopor una función de ondamatemática la cual elevadaal cuadrado nos entregala probabilidad deencontrar al electrón en

una determinada región del espacio. A esta región demáxima probabilidad la denominamos orbital.Los valores permitidos para la ecuación de onda sedenominan “Números Cuánticos”.

Resolviendo la ecuación de Schrödinger es posibledeterminar la posición del electrón en una región definidadel espacio.

El modelo atómico de Schrödinger es el primero en utilizar parámetros físico cuánticos y noclásicos

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LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

Los números cuánticos son variables que describen al electrón indicándonos su energía y posiciónaproximada.

Desde el punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos caracterizan las solucionesestacionarias de la Ecuación de Schrödinger.

Descripción de los estados energéticos de los electrones

Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, 4 ...)

Indica el nivel de energía en el que se halla el electrón. Esto determina el tamaño del orbital.Toma valores enteros y se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del átomo.

Número cuántico de momento angular ( = 0,1,2,3,4,5,...,n-1)

Indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón.

Número cuántico magnético (m)

Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = - ,...,0,..., + )". Para cada valorde hay 2 +1 valores de m

Número cuántico de spín (s)

Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Tomavalores +½ y –½.

La asignación de números cuánticos esta basado en el principio de construcción de Aufbau. Paraesto se debe tener en cuenta el principio de mínima energía y el principio de máximamultiplicidad.

Mínima energía

“Los electrones adoptan los valores de números cuánticos lo mas bajo posible es decir, desde elnivel 1 en adelante.”

Máxima multiplicidad

“Los electrones en un mismo nivel energético utilizan orbitales distintos (degenerados) para evitarla repulsión electrónica entre ellos.”

Exclusión de Pauli

“No existen dos electrones con sus cuatro estados energéticos iguales”.

“3 de los 4 números cuánticos pueden ser idénticos, no así, el 4º”.

“los electrones presentes en un mismo orbital presentan espines (s) antiparalelos”

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LAS PARTÍCULAS SUB-ATÓMICAS

Las partículas fundamentales más importantes en la constitución del átomo son tres: protón,neutrón y electrón.

El protón tiene una carga positiva de 1,60217·10-19 C y una masa de 1,67262·10-27 kg oexpresada en unidades de masa atómica, 1,00727 uma. La masa aproximada del protónes de 1 uma.

El neutrón carece de carga eléctrica. Su masa es 1,67492·10-27 kg o en unidades demasa atómica, 1,00866 uma. La masa aproximada de esta partícula es 1 uma yligeramente superior a la del protón.

El electrón posee carga eléctrica negativa y del mismo valor que la del protón. Su masaes de 9,109·10-31 kg, que expresada en unidades de masa atómica corresponde a5,485·10-4 uma. El electrón es aproximadamente 1837 veces más ligero que un protón oun neutrón.

La siguiente tabla resume lo anterior (considere que 1 uma equivale a 1,6606·10-27 kg).

Nombre Símbolo Carga eléctrica Masa relativa (uma)Protón 1

1 H; p+ +1 1

Neutrón 10 n 0 1

Electrón 0-1 e; e- -1 1/1837

NOTACIONES Y FORMAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

El Número Atómico (Z)

Se define como la cantidad de protones que hay en el núcleo de un átomo, este númerodetermina la identidad de cada elemento.

Notación representada: zX: 15P ; 6C; 11Na

El Número de Masa o Número Másico (A)

Se define como la suma de neutrones (n) y protones (Z) en el núcleo del átomo. (A=n+Z).

Notación representada: AX ó XA: C12 ó 12C; H1 ó 1H; Co60 ó 60Co

Uniendo las notaciones queda:

AZ X

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ISOTOPÍA

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se diferencian en la cantidad de neutronespresentes en el núcleo. Los isótopos presentan, por tanto, el mismo número atómico pero distintonúmero de masa, sin embargo, el comportamiento químico para los isótopos es el mismo.

Un ejemplo:

El elemento hidrógeno presenta en la naturaleza 3 isótopos: el protio 11 H, el deuterio 2

1 H o D y el

tritio 31 H o T.

El más abundante es el protio (99,9844%); le sigue el deuterio con un 0,0156%; no obstante, lasreservas de este isótopo en el agua de mar son enormes.Cualquiera que sea el isótopo, todosparticipan en las mismas reacciones químicas. El protio y el deuterio, por ejemplo, reaccionan conoxígeno para formar agua (H2O y D2O).

Aquellas moléculas de agua formadas con un átomo de oxígeno (16 uma) y dos átomos dedeuterio se denominan “agua pesada”, y su masa es de 20 uma. El agua ordinaria, con dosátomos de protio, tiene una masa de 18 uma. Dado que la masa del deuterio es prácticamente eldoble la del protio, el agua pesada y el agua ordinaria presentan algunas propiedades físicasdiferentes.

Propiedades Físicas H2O D2ODensidad del sólido

en el punto de fusión0,917 g/mL 1,017 g/mL

Punto de congelación 0 ºC 3,82 ºC

Temperatura de ebullición 100 ºC 101,42 ºC

Máxima densidad 4 ºC 11 ºC

Producto iónico a 25 ºC1 x10-14 0,3 x 10-14

MASA ATÓMICA DE LOS ELEMENTOS

En la tabla periódica se observa que cada elemento presenta una masa atómica promedio(peso atómico) que es por lo general un valor decimal, no un número entero. La masa atómica deun elemento es en realidad un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturalesde ese elemento.

Analicemos un ejemplo para ilustrar el significado del concepto de masa atómica promedio. Elelemento Calcio presenta un peso atómico de 40,08 uma y presenta los siguientes isótopos consus respectivas abundancias en la naturaleza:

4020 Ca = 98% y 44

20 Ca = 2%

el primer isótopo aporta al promedio el 98% de 40 = 39,2 el segundo isótopo aporta al promedio el 2% de 44 = 0,88

Lo que da un promedio: 39,2 + 0,88 = 40,08 uma

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LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

La configuración electrónica se puede entender como la ubicación de los electrones en losorbitales atómicos de acuerdo con los principios antes señalados.

A pesar de que el modelo de Schrödinger sólo es aplicable certeramente para átomos livianos, elmodelo es bastante útil en otros átomos mediante algunas aproximaciones.

Antes de escribir la configuración electrónica de un elemento cualquiera se debe considerar losiguiente:

Conocer el número de electrones que el elemento posee (basta con saber el númeroatómico). Si se trata de un ión el número de electrones no coincide con el número atómico.

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivelmás cercano al núcleo (n = 1).

Respetar la capacidad máxima de cada subnivel.

El orden en el que se van llenando los distintos niveles de energía es el siguiente:

A continuación un ejemplo típico de las distintas formas en las que se desarrolla la configuraciónelectrónica para un elemento (24Cr)

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PROPIEDADES PERIÓDICAS

La estructura de la Tabla Periódica moderna está basada en las configuraciones electrónicas de loselementos químicos. Según se ha comentado anteriormente, estas configuraciones electrónicaspresentan muchas regularidades a lo largo de los grupos y períodos de la misma. Porconsiguiente, se analizarán algunas de las propiedades más significativas de los átomos quevarían sistemáticamente a lo largo de la Tabla Periódica. Estas propiedades se denominangenéricamente propiedades atómicas periódicas.

RADIO ATÓMICO

Dentro de cada grupo de elementos, el tamaño de los átomos aumenta a medida que loselectrones ocupan niveles de energía más altos. Sin embargo, dentro de cada período el radioatómico tiende a disminuir a medida que se incorporan más electrones a un nivel de energíaespecíficos. Esto se debe a que cada elemento de un período tiene un protón más que el elementoprecedente, y el aumento de carga nuclear que actúa sobre los electrones más externos aumentaprogresivamente; en consecuencia los electrones más externos son cada vez más atraídos por elnúcleo y los átomos se hacen sucesivamente más compactos.

RADIO IÓNICO

Cuando un átomo o grupo de átomos gana o pierde uno o más electrones, se forma una partículacon carga llamada ion. Los átomos metálicos tienden a perder sus electrones de valencia paraformar iones positivos conocidos como cationes. El radio de un ion metálico es aproximadamentela mitad del átomo metálico correspondiente.

Na Na+

Átomo de sodio ion sodio11 protones 11 protones11 electrones 10 electrones186 pm de radio 95 pm de radio

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Los átomos no metálicos tienden a ganar electrones para formar aniones. Un anión esconsiderablemente más grande que el átomo metálico correspondiente. Por ejemplo, el radio delion cloruro es aproximadamente dos veces mayor que el radio de un átomo de cloro.

Cl Cl-

Átomo de cloro ion cloruro17 protones 17 protones17 electrones 18 electrones99 pm de radio 181 pm de radio

Comparemos el radio de un ion sodio (Na+) con el radio del ion fluoruro (F-). Estos iones sonisoelectrónicos; es decir, tienen el mismo número total de electrones. Ambos tienen 10electrones, pero el sodio tiene 11 protones (una carga nuclear de +11) y mayor atracción por suselectrones que un ion fluoruro con 9 protones (una carga nuclear de +9). Es de esperar que el ionsodio, con su mayor carga nuclear, tenga un radio más pequeño que un ion fluoruro.

Por lo tanto, podemos resumir las generalizaciones de iones isoelectrónicos en una solaafirmación: el tamaño de las especies isoelectrónicas es tanto menor cuanto mayor es sunúmero atómico.

VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO EN EL SISTEMA PERIÓDICO

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Desde el punto de vista químico es muy importante la llamada energía de ionización de losátomos, que se define como la cantidad mínima de energía necesaria para expulsar (ionizar) unelectrón de la envoltura de los mismos. En esta definición, se supone que el átomo se encuentraen su estado electrónico fundamental, y que todas las especies químicas, tanto el átomo neutrocomo el ion positivo formado, se encuentran en estado gaseoso y en condiciones de presión ytemperatura estándar. Por ejemplo, el análisis del espectro de emisión para el átomo dehidrógeno revela que la energía de ionización es de 13,6 eV.

+ -1 (g) 1 (g)H + P.I. H + e , donde P.I. = 13,6 eV

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En un átomo polielectrónico pueden ionizarse varios electrones; y en consecuencia, es posibledefinir varias energías de ionización. La primera energía de ionización se define como laenergía mínima necesaria sacar al electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo.

La energía mínima necesaria para separar al siguiente electrón, el menos atraído por el núcleo delion positivo previamente formado, es la llamada segunda energía de ionización; y asísucesivamente. Además, estos procesos de formación de iones positivos son endotérmicos; esdecir, se requiere un aporte energético al átomo para poder ionizarlo.

Por ejemplo, energías de ionización para el aluminio (13Al).

13Al+ (1er P.I.) 13Al+2 (2do P.I.) 13Al+3 (3er P.I.) 13Al+4 (4to P.I.)6,0 eV 18,8 eV 28,4 eV 120,0 eV

“Debido a su carga positiva, el catión 13Al+ atrae a los electrones con más fuerza que el átomo deAl. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrón que para el primero;las energías de segunda ionización siempre son más grandes que las de primeraionización”.

Nótese el “salto energético” del 4to P.I., esto se debe a que ha sido necesario “romper” laestabilidad de la configuración electrónica de gas noble alcanzado por 13Al+3.

Variación de la primera energía de ionización en el sistema periódico.

El gráfico muestra la primera energía de ionización de los átomos de los elementos químicos,expresadas kJ/mol, en función de su número atómico.

La energía de ionización de los elementos de un período va aumentando gradualmente a lo largode éste, aunque se observan algunas singularidades. Este comportamiento general se explica yaque todos los elementos de un mismo período tienen sus electrones más externos en el mismonivel de energía y, por tanto, están apantallados de forma similar por los restantes electrones,pero la carga nuclear va aumentando gradualmente a lo largo del período. “El aumento de lacarga nuclear que se produce a través de un período es el responsable del aumento dela energía de ionización a lo largo de éste”.

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Afinidad electrónica

Energía de Ionización

La energía de ionización de los gases nobles, al igual que la de los elementos alcalinos,disminuye gradualmente a lo largo de sus grupos respectivos. Este comportamiento era deesperar, ya que los electrones más externos de los elementos de un grupo se encuentran enniveles de número cuántico principal n cada vez mayor y, por tanto, cada vez son menos atraídospor sus núcleos respectivos (se encuentran a mayor distancia del núcleo y están más apantalladospor los electrones internos).

En consecuencia, podemos resumir lo siguiente:

Los puntos máximos, P.I. altos corresponden a los gases nobles. Los puntos mínimos, P.I. bajos corresponden a los metales alcalinos. Aumenta el P.I. dentro de un período (Li…Ne); (Na…Ar); (K…Kr); (Rb…Xe) y

(Cs…Rn). Disminuye el P.I. dentro de un grupo, de los gases nobles, de los metales

alcalinos, etc.

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica o electroafinidad (E.A.), es una medida de la variación de energía que tienelugar cuando un átomo en estado gaseoso adquiere un electrón. Por ejemplo,

- -(g) (g)F + e F , donde ∆E = -328 kJ/mol

Estos procesos de formación de iones negativos a partir de átomos neutros son generalmenteexotérmicos; es decir, se libera energía (calor) durante los mismos. Tanto los factores que lacondicionan como su variación en el Sistema Periódico son homologables al P.I.

Variación de la E.A. en el sistema periódico.

En líneas generales, la E.A. aumenta a lo largo de un período (exceptuando los gases nobles), deacuerdo con el natural incremento de la carga nuclear que se va produciendo a lo largo delmismo, lo cual origina un aumento progresivo de la atracción del núcleo hacia el electrón exteriorque se incorpora.

Por consiguiente, se observa que los mayores valores de la afinidad electrónica se encuentran enlos elementos situados a la derecha y hacia arriba de la Tabla Periódica (familia de los halógenos);y los valores más bajos, en los elementos situados a la izquierda y hacia debajo de la misma (loselementos alcalinos).

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Electronegatividad

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad (E.N.) se define como la tendencia que ejerce un átomo en una moléculapara atraer electrones compartidos hacia su nube o densidad electrónica.

La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a cálculos de energía de enlaces,postula una escala donde el flúor resulta ser el elemento más electronegativo, y el Fr el máselectropositivo.

VARIACIÓN DE LA E.N. EN EL SISTEMA PERIÓDICO

En los Períodos, la electronegatividad aumenta al aumentar Z. Al aumentar Z en los grupos la electronegatividad disminuye.

ElementoP.I.

(KJ/mol)E.A.

(KJ/mol) E.N. (Pauling)

FOLi

16811314520

34914352,1

4,03,440,98

En resumen:

Los elementos que tienen pequeñas energías de ionización y pequeñas afinidadeselectrónicas presentan valores bajos de electronegatividad: son electropositivos yde carácter metálico.

Los elementos que tienen grandes energías de ionización y grandes afinidadeselectrónicas presentan valores altos de electronegatividad: son electronegativosy de carácter no metálico.