LOS ATOMOS Y SUS ENLACES Página 1
LOS ÁTOMOS Y SUS ENLACES (I)
1. Cuadro partículas elementales.
PARTÍCULA CARGA ELÉCTRICA MASA
ELECTRÓN
−
1
,
602
⋅
10
−19C9
,
109
⋅
10
−31kgPROTÓN
+
1
,
602
⋅
10
−19C1
,
673
⋅
10
−27kgNEUTRÓN 0
1
,
675
⋅
10
−27kg-Definiciones.
El número atómico, Z, es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos. Este número coincide con el número de electrones.
El número másico, A, es la suma del número de protones y el número de neutrones que tiene el núcleo de un átomo.
El número de neutrones, N, se obtiene con la
siguiente formula:
A
−
Z
=
N
2. Modelo atómico de Dalton.
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso).
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.
Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).
Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de un mismo elemento, que tienen distinta masa, y esa es justamente la característica que los diferencia entre sí.
3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
3. Modelo atómico de Thomson.
El modelo atómico de Thomson se basa en sus experimentos con gases enrarecidos a los que se les somete a una corriente eléctrica.
Con este
EXPERIMENTO
observó 4 cosas:♦ Existen unos rayos que salen del cátodo a los que llamo Rayos Catódicos.
♦ Se desplazan en línea recta.
♦ Estos rayos tienen masa.
♦ Eran partículas negativas.
Hoy día conocemos los rayos catódicos como
electrones.
Concibió un modelo atómico en el que los átomos están formados por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas
(rayos catódicos) de forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de
cargas negativas.
4. Modelo atómico de Rutherford.
El experimento que realizó Rutherford fue el siguiente:
Rutherford estudió la radiactividad natural de diferentes elementos, entre ellos el polonio y descubrió al menos dos partículas diferentes en ella: Los rayos alfa (α) y los rayos beta (β).
El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa. Para observar el resultado de dicho bombardeo, alrededor de la lámina de oro colocó una pantalla fluorescente.
Estudiando los impactos sobre la pantalla fluorescente observó que:
♦ La mayoría de los rayos alfa atravesaban la lámina sin sufrir desviación;
♦ Algunos se desviaban;
♦ Y muy pocos rebotaban.
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).
-
Conclusiones.
♦ La mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva están en el núcleo.
♦ Fuera del núcleo, los electrones, en igual número de unidades que las cargas positivas, giran en orbitas circulares alrededor del mismo.
5. Modelo atómico de Bohr.
Para realizar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno.
Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.
Debemos pensar que si los electrones giran alrededor del núcleo, podrían acercarse o alejarse del mismo. Para hacer esto, deben ganar o perder energía.
-Bases de la teoría
.
♦ La hipótesis de Planck.
“La energía emitida por un electrón al colapsarse hacia el núcleo no puede tomar todos los posibles valores imaginables, sino que es siempre múltiplo entero del producto de una constante por la frecuencia de la radiación.”
υ
nh
E
=
E
- energía emitida por un electrón al colapsarse haciael núcleo
n
- número entero y positivo (1, 2, …)h
- constante de Planck-s
J
⋅
⋅
−3410
62
,
6
υ-
Frecuencia de la radiación.♦Los espectros atómicos de emisión.
Un átomo puede absorber energía (el que realmente la gana es el electrón) y se excita separándose el electrón y llegando a un lugar mas alejado. Este e- no es estable y quiere volver a su sitio inicial. Lo hará emitiendo una energía como RADIACION. Esta radiación es característica de cada átomo y se puede estudiar. Se conoce con el nombre de
ESPECTRO.
♦El efecto fotoeléctrico.
A muy altas energías la luz puede interactuar con un átomo y se observa que la luz se comporta como una partícula golpeando electrones desde fuera del átomo. A esta partícula elemental se le llama fotón. El fotón se puede entender como un paquete de energía electromagnética, o luz. Éste fue propuesto por Albert Einstein para explicar el efecto fotoeléctrico (cuando la luz golpea con un electrón de un átomo y lo saca fuera del átomo).
El efecto fotoeléctrico dice que si un electrón capta un fotón suficientemente energético incrementará la energía del mismo de tal forma que podría vencer las fuerzas que lo retienen unido al átomo.
-POSTULADOS DE BOHR:
1. El e- solo puede girar, sin emitir (absorber) energía en determinadas ÓRBITAS llamadas estacionarias o permitidas.
2. El e-, cuando emite energía, cae de una órbita a otra más próxima al núcleo. Lo contrario ocurre si capta energía.
-
Lo que no lograba explicar el modelo de Bohr
.
♦ Bohr supuso que, en las órbitas permitidas, el e- tiene una velocidad que se puede conocer al mismo tiempo que su posición concreta.
♦ Solamente calculo los datos para el átomo de Hidrógeno y para los demás átomos extrapoló los datos.
♦ Dijo que solo existían orbitas circulares.
El modelo posterior arregló estos errores.
6. Modelo de Schrödinger (Modelo atómico actual)
-Bases de la teoría.
♦ Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie)
Todas las partículas elementales se propagan como ondas electromagnéticas (energía) e interaccionan con otras partículas como
corpúsculos (masa) portadores de energía.
♦ Principio de incertidumbre (Heisemberg)
No es posible conocer con exactitud y al mismo tiempo la velocidad y la trayectoria (posición) de un electrón.
♦ Ecuación de onda del Hidrógeno (Schrödinger)
Es una ecuación matemática que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas (en este caso el electrón del átomo de Hidrógeno). Es una función análoga a las leyes de Newton que incorpora tanto el carácter corpuscular como en carácter de onda del electrón. Esta “Función de onda” es una función probabilística, de modo que no nos indica con total seguridad como se comporta el electrón definido sino que predice donde es más probable que se encuentre dicho electrón.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían SUBNIVELES.
En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en ORBITAS ELIPTICAS.
Además, debido al comportamiento dual de las partículas y al principio de incertidumbre, si queremos observar la posición de un electrón deberíamos usar una luz que posee mucha energía, con lo cual la velocidad del electrón cambiaría mucho.
En cambio, si la luz utilizada no posee la energía citada en el caso anterior, la velocidad del electrón no cambaría mucho, y podría medirse, pero no podríamos observar la posición del electrón.
Para solucionar este problema surge un nuevo concepto, "el ORBITAL ATÓMICO"
ORBITAL ATÓMICO: es la región del espacio en la cual existe mayor probabilidad de encontrar al electrón.
Configuración electrónica.
Es la distribución MÁS ESTABLE y, por tanto, MÁS PROBABLE de los electrones en torno al átomo.
Los electrones de los átomos se colocan en los distintos orbitales (s, p, d, f) ocupando 1º los de menor energía.
Ejemplo: Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones. Por la regla de Auf-Bau, basada en el diagrama de Moeller, el orden de energía de los orbitales es el indicado en la tabla de la izquierda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en
cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f.
Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones 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 para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.
7. Periodicidad de los elementos en el sistema periódico.
En 1869, Mendeleyev publicó su tabla periódica. Había ordenado los elementos siguiendo su peso atómico, como lo hicieron otros antes que él, pero tuvo dos ideas geniales: Invirtió el orden de algunos elementos para que cuadraran sus propiedades con las de los elementos adyacentes, y dejó huecos, indicando que correspondían a elementos aún no descubiertos.
Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico).
El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su configuración electrónica.
Los primeros dos grupos están completando orbitales
s
, el correspondiente a la capa que indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s1, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2. Los grupos 3 a 12 completan los orbitalesd
de la capa anterior a la capa de valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d64s2 y 3d74s2, en la que la capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior.
Los grupos 13 a 18 completan los orbitales
p
de la capa de valencia. Finalmente, en los elementos detransición interna, los elementos completan los orbitales
f
de su antepenúltima capa. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será:Grupos 1 y 2 Elemento de transición Grupos 13 a 18 Elementos de transición interna
- Números de oxidación.
Además, todos los átomos tienden a tener en su capa de valencia únicamente ocho electrones, consiguiendo la configuración de un gas noble. Así que el número real de electrones de su capa de valencia influirá también en sus propiedades.
Para llenar su capa de valencia, los átomos forman enlaces químicos entre si. De esta forma, consiguen
mayor estabilidad.
Los átomos pueden conseguir configuración de gas noble de tres formas: ganando, perdiendo o
compartiendo electrones con otros átomos.
El
número de oxidación
es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
- Propiedades químicas de los elementos.
El
potencial de ionización
es la energía quees necesaria suministrarle a un átomo para arrancarle un electrón de su capa de valencia, convirtiendo el átomo en un ión positivo o catión. Nos ceñiremos al primer potencial de ionización, energía necesaria para extraer un único electrón del átomo.
Dos factores influirán sobre el potencial de ionización. Por una parte será tanto mayor cuanto más atraído esté el electrón que se pierde por el núcleo atómico. Por otro lado, como los átomos tienden a tener ocho electrones en su capa de valencia, acercarse a este ideal disminuirá el potencial de ionización, y alejarse de él lo aumentará.
La
afinidad electrónica
se define como laenergía que liberará un átomo, en estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo o anión.
Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del
acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia con ocho electrones.
La
electronegatividad
es una medida de lafuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente.
El
radio atómico
, es decir, el tamaño exactode un átomo, es muy difícil de determinar, ya que depende del estado de agregación del elemento y de la especie química que forma. Así, se puede considerar el radio covalente, la mitad de la distancia entre dos átomos iguales unidos por un enlace simple, y el radio atómico, que es una media del radio del átomo en varios compuestos covalentes. Aunque las dos medidas no coinciden, su variación es similar.
El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia.
En las interacciones entre los distintos átomos sólo intervienen los electrones situados en la capa más externa, los denominados electrones de valencia
situados en la llamada capa de valencia, ya que al ser los electrones que se encuentran más lejanos del núcleo y más apantallados por los restantes electrones, son los que están retenidos más débilmente y los que con más facilidad se pierden.
Globalmente puede decirse que estas propiedades aumentan de izquierda a derecha en la Tabla periódica de los elementos
