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3) Modelo atómico de Dalton (1808)

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Tema 1: Modelos atómicos

1) La Química

La Ciencia

Mediante la Ciencia tratamos de comprender cómo funciona el mundo que nos rodea (la naturaleza). Hay cuatro pilares básicos en los que se asientan los conocimientos científicos: la Física, la Química, la Biología y la Geología. Como sabemos, la Geología estudia la composición y estructura interna de la Tierra, y los procesos por los cuales han ido evolucionando a lo largo del tiempo geológico. La Biología tiene como objeto de estudio los seres vivos, su origen, evolución, funcionamiento y propiedades. La Química es la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. La Física es la ciencia que estudia el universo por completo. El espacio donde nos encontramos inmersos, el tiempo que marca nuestros relojes, la energía, la materia y las relaciones (leyes) existentes entre unos conceptos y otros. Con la física se abarca el estudio del universo completo, desde su origen hasta su final. Desde este punto de vista, podríamos decir que la Física es la madre de todas las ciencias, ya que, la Física (con las Matemáticas como herramienta) puede explicar las otras ciencias.

Sustancias puras

Según lo descubierto por la Química, en la materia existen un gran número de sustancias puras que en su forma natural se encuentran casi siempre formando mezclas en la naturaleza. Se pueden obtener las sustancias puras que forman estas mezclas mediante métodos de separación, que son procesos físicos como la filtración, la decantación, la destilación, etc.

Las sustancias puras las clasificamos en sustancias simples (o también llamadas sustancias elemento o simplemente elementos) y compuestos. Mediante cambios químicos, los compuestos pueden descomponerse en las sustancias simples; normalmente cuando se las calienta o se les aplica un voltaje. Sin embargo, las sustancias simples son sustancias que ya no se pueden descomponer en otras más simples.

El agua es un ejemplo de compuesto, se descompone en hidrógeno y oxígeno mediante un voltaje. Cambios en la materia

Un sistema material (un trozo de materia) experimenta un cambio cuando alguna de sus propiedades cambia; temperatura, tamaño, estado de agregación, color, densidad, etc.

Cambio químico: Se produce un cambio químico cuando con los cambios observados se puede deducir que las sustancias se han transformado en otras. Como ya veremos es debida a una redistribución de los distintos elementos para formar distintos compuestos y viceversa. El ejemplo típico de cambio químico es cuando un papel arde y se transforma en cenizas.

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Cambio nuclear: Habrá que distinguir los cambios químicos de los cambios nucleares, en el que se produce una trasmutación de unos elementos en otros. En el Sol, que básicamente está hecho de hidrógeno, se está transmutando en helio, y con ello desprende la cantidad enorme de energía que nos llega a la Tierra.

Otro ejemplo de cambios nucleares son la transformación del uranio-235 en las centrales nucleares en plomo-207, o la transformación en la atmósfera del carbono-14 en nitrógeno-14.

Cambio físico: El otro tipo de cambio que puede ocurrir en la naturaleza, es el cambio físico, en el que las sustancias no se transforman en otras, siguen siendo las mismas, como por ejemplo cuando el hielo se derrite; era agua y sigue siendo agua.

Más ejemplos de cambios físicos son, la colisión de cuerpos sólidos, el movimiento de los planetas alrededor del Sol, la evaporación del agua, la deformación de un muelle, la corriente eléctrica que hace funcionar una bombilla, la dilatación de una varilla, etc.

Podemos decir de manera simple, que la Química estudia los cambios químicos, mientras que la Física estudia los cambios físicos y también los nucleares.

2) La idea de átomo

Desde el siglo V a.C., los filósofos griegos ya se plantearon cuestiones relativas a la materia. Se hacían la pregunta de qué ocurriría si un trozo de materia (un trozo de papiro, por ejemplo), se partía por la mitad y luego se volvía a partir por la mitad, y así continuamente. Había quienes pensaban (la mayoría) que siempre se podría obtener un trozo más pequeño de material, conservando las propiedades de éste. Para ellos, la materia era continua. Pero había otra rama de pensadores que suponían que en algún momento, en el proceso de partir, se llegaría a una partícula que ya no se podría partir. Estas partículas guardarían las propiedades de cada elemento: papiro, agua, oro, hierro, etc. Para estos filósofos, encabezado por Demócrito, la materia era discreta, es decir, formada por unos “ladrillos” últimos, que ya no se pueden partir. En griego indivisible se dice átomo. De ahí, que a estas partículas la denominaran con dicho nombre. 3) Modelo atómico de Dalton (1808)

Durante los siglos XVIII y XIX los químicos experimentaron con cambios químicos para tratar de comprenderlos. Encontraron una serie de leyes experimentales relativas al peso de las sustancias que intervienen (leyes ponderales). Para poder dar explicación a estas leyes determinadas mediante la experimentación, Dalton se dio cuenta que había que suponer que la materia está formada por partículas indivisibles a las que denominó átomos en honor a los primeros griegos que llegaron a pensar en ellos. Esta es la primera vez, desde el punto de vista científico, que se establece la existencia del átomo.

Dalton estableció:

- Podemos imaginar los átomos como pequeñas bolitas que no se pueden ni partir ni alterar.

- Dijo que existían muchos tipos de átomos, cada uno de ellos corresponde a una sustancia elemento. Así, a cada tipo de átomo que se le ha llamado también elemento. Por ejemplo, el hierro es una sustancia simple y está formado por átomos todos iguales denominados átomos de hierro. O el oxígeno está formado por átomos, todos iguales entre sí, a los que denominamos átomos de oxígeno (no sabía de la existencia de moléculas de sustancias elemento).

- También dijo que los compuestos son sustancia puras, pero formadas por moléculas que contienen átomos de distintos elementos. Por ejemplo, el agua es una sustancia pura de tipo compuesto porque está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno.

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Hoy día, incluimos también como compuestos a sustancias cristalinas en estado sólido que contienen átomos de distintos elementos, como el cuarzo, que es un cristal cuya fórmula es SiO2, o la sal de cocina,

NaCl que también es un cristal de átomos ordenados cuando se encuentra en estado sólido.

4) Teoría Cinético-Molecular (finales del siglo XIX)

Durante los siglos XVIII y principios del XIX había muchos físicos estudiando el comportamiento de los gases al calentarlos, comprimirlos, etc. Como resultado de ello, para poder dar una explicación lógica a las leyes experimentales que encontraron, se elaboró una teoría, denominada Teoría Cinético-Molecular (o TCM). En esta teoría, elaborada independientemente de la de Dalton, se supone:

a) La latería está formada por partículas. Cada partícula corresponde a un elemento, y son las mismas, con las mismas propiedades independientemente del estado en el que se encuentre la sustancia.

b) Las partículas están en continuo movimiento, al que se ha denominado agitación térmica. Cuanto mayor es la temperatura de un sistema material, mayor es el movimiento de agitación térmica (mayores velocidades tienen las partículas).

c) Las partículas se atraen entre sí con unas fuerzas que dependen del tipo de partículas.

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5) El descubrimiento del electrón

A finales del siglo XIX, J.J. Thomson estaba experimentando con gases a baja presión. Para ello, disponía de un tubo de vidrio cerrado, en el que se había extraído todo el aire posible que inicialmente había. El tubo de vidrio, tiene dos electrodos, que se conectan a los bornes de una batería con un gran voltaje. Thomson se dio cuenta que en la parte del polo positivo del tubo, denominado ánodo, aparecía una fluorescencia. Se propuso determinar qué era lo que ocurría en el interior del tubo para que apareciera dicha fluorescencia, y después de muchas pruebas, pudo deducir que se trataba de un chorro de partículas muy pequeñas que estaban cargadas negativamente, y que debían salir del polo negativo (cátodo), y se dirigían hacia el ánodo. Algunas de ellas llegan al ánodo y otras se “pasaban en la frenada” y colisionaban en el fondo del vidrio. Esto lo pudo deducir al comprobar que se producían sombras cuando se colocaba un objeto dentro del tubo; que podía mover pequeños objetos que se colocaran delante de la fluorescencia; y que el chorro era atraído por cuerpos con carga positiva y repelido por cuerpos con carga negativa.

A estos “rayos”, se les llamó rayos catódicos, puesto que se suponían que salían del cátodo. A las partículas que formaban el chorro de rayos catódicos se las llamó electrones.

Por tanto, puesto que el cátodo es materia y está hecho de átomos, Thomson supuso que estos electrones recién descubiertos tenían que formar parte del átomo, no solamente de los del cátodo, sino de cualquier átomo.

6) Modelo atómico de Thomson (1898)

Gracias al experimento de los tubos de rayos catódicos realizados por Thomson (y también a los experimentos de electrólisis realizados por Faraday), se pudo deducir que en el interior de los átomos hay unas partículas con carga eléctrica negativa, a la que llamaron electrones.

Puesto que la materia es normalmente neutra, los átomos deben ser neutros. Pero sin embargo, se había deducido que tenían partículas negativas; los electrones. Así Thomson pensó que la masa de la que están hechas las bolitas de los átomos deben tener carga eléctrica positiva, en la cantidad justa que haga el átomo total neutro.

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Con este modelo se podía explicar la formación de iones. Un anión (ion negativo) es un átomo que ha ganado electrones, mientras que un catión (ion positivo) es un átomo que ha perdido electrones.

7) El experimento de Rutherford

En 1909, Ernest Rutherford dirigió un experimento con la intención de detectar alguna estructura en el interior de los átomos. El experimento consistía en bombardear átomos con partículas aún más pequeñas, y detectar qué ocurre. Como proyectiles se utilizaron unas partículas recién descubiertas, más pequeñas que los átomos que eran lanzadas por sustancias radiactivas. Estas partículas se llaman partículas  (alfa). Tienen una carga doble a la de un electrón, pero positiva, son unas 8.000 veces más pesadas que los electrones, y son lanzadas por las sustancias radiactivas (se utilizó el polonio) a unos 20.000 Km/s. Así, introducían un trozo de polonio radiactivo en una caja de plomo totalmente cerrada con la excepción de un pequeño agujero, por donde saldrán estas partículas.

El blanco sobre donde se iba a disparar las partículas , era una lámina muy fina de metal. Se utilizó el oro por ser muy maleable, y poderse formar láminas de un espesor de una pocas micras (de orden de m). A estas láminas, se les llama pan de oro.

Si el átomo es como Thomson decía, los cálculos predecían que las partículas  atravesarían la lámina desviándose ángulos muy pequeños. Para detectar, hacia dónde salían rebotadas las partículas , que no se puso solamente por atrás del pan de oro, sino que envolviéndolo por si hubiera algún rebote inesperado. Con toda esta preparación, se disponían a medir estos ángulos.

Resultados del experimento

Cuando realizaron el experimento, comprobaron que no se cumplía lo predicho por la teoría si el átomo fuese como Thomson proponía; los cálculos fallaban.

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Pero lo más extraño, según dijo Rutherford, es que muy de vez en cuando, hay una partícula  que sale rebotada hacia atrás. Sobre todo, este último resultado no se podía explicar con el átomo de Thomson. Rutherford dijo que es como si una bala de cañón hubiera rebotado en una lámina de papel de fumar.

Explicaciones de Rutherford

Rutherford comprendió que el átomo no podía ser como Thomson dijo. Para poder explicar lo que había ocurrido con su experimento, propuso un nuevo modelo de átomo.

En primer lugar, Rutherford dijo que el átomo debía estar prácticamente vacío. Es decir, la mayor parte del volumen de un átomo es espacio vacío. Con esto, puede explicar que prácticamente la totalidad de las partículas  atraviesen el pan de oro sin sufrir ninguna desviación.

En segundo lugar, supuso que en el interior del átomo, la carga positiva tiene que estar separada de la carga negativa y ocupando muy poco espacio. Así, las partículas  que pasen cerca del lugar donde estén concentradas las cargas, la desviarán.

En tercer lugar, dedujo que en el lugar donde se concentraba la carga positiva era muy masivo. Prácticamente toda la masa del átomo se encontraba en este sitio, al que llamó núcleo. El núcleo tiene que ser muy pequeño en comparación con el resto del átomo, por eso es difícil acertarle. De esta forma, pudo explicar que, las poquísimas partículas  que rebotaban, eran aquellas que daban la casualidad que iban dirigidas justamente hacia el núcleo, y que al ser también positivo y muy masivo, hacía que las partículas  salieran rebotadas hacia atrás.

Las partículas alfa que se desviaban ángulos grandes, eran aquellas que pasaban relativamente cerca del núcleo y se repelían con él.

8) Modelo atómico de Rutherford (1909)

En definitiva, ¿cómo imaginó Rutherford que debía ser el átomo? El átomo en su mayoría es espacio vacío, por eso las partículas alfa pasaban sin chocar con nada. Debía ser como un pequeño sistema solar. Es decir, un átomo no es una esfera, sino que tiene un núcleo muy pequeño con toda la carga positiva y prácticamente toda la masa, y a su alrededor, a grandes distancias (en comparación con el tamaño del núcleo) giran los electrones alrededor del núcleo en órbitas circulares. Se estimó que el núcleo es unas 100.000 veces más pequeño que el átomo.

Los electrones no podían estar quietos, porque entonces caerían atraídos por el núcleo. Están en órbita alrededor del núcleo para no caer, igual que los planetas se atraen con el Sol pero no caen porque están orbitando alrededor del Sol.

Con la experimentación de los rayos canales, se descubrió el protón. Una partícula con la misma carga eléctrica que el electrón, pero positiva, pero casi 1840 veces más pesado.

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Según Rutherford, en el núcleo del átomo se encuentran los protones y neutrones, mientras que los electrones giran en órbitas alrededor. En un átomo hay el mismo número de protones que de electrones, por eso es neutro.

A las partículas que forman el núcleo (protones y neutrones), se las denomina nucleones. Nomenclatura en los átomos:

- Z es el número atómico de un elemento, y determina el nº de protones que tiene este elemento. Es un número muy importante porque dependiendo de su valor el átomo es de un elemento u otro: Z=1 es H, Z=2 es He, Z=3 es Li... Luego lo que hace que un átomo sea de un determinado elemento es el número de protones de su núcleo.

- A es el nº másico, e indica la cantidad de protones y neutrones que tiene un átomo concreto en su núcleo. Para abreviar, se suele hablar de nucleones para referirnos a las partículas del núcleo, bien sean protones o neutrones.

- Existen átomos del mismo elemento (igual Z) pero con distinto nº másico (A). A estos átomos los llamamos isótopos. Por ejemplo, el hidrógeno tiene tres isótopos: hidrógeno-1, hidrógeno-2 e hidrógeno-3. Es decir, con un nucleón, dos y tres, respectivamente.

- Los átomos se suelen representar mediante su símbolo químico y arriba a la izquierda su número másico. Si se quiere recordar el número atómico, se pone abajo a la izquierda. Por ejemplo:

𝐻

1 1

,

𝐻

1 2

,

𝐻

1 3

representan a los tres tipos de isótopos de hidrógeno con ningún neutrón, uno y dos, respectivamente. O también:

𝐹𝑒

26

54

,

𝐹𝑒

26

56

,

𝐹𝑒

26

57

,

𝐹𝑒

26 58

son los isótopos del hierro con 28, 30, 31 y 32 neutrones, respectivamente. Por ejemplo:

𝑀𝑛

25 55

es un átomo de manganeso (Z = 25 → *25 protones+) con 30 neutrones (A – Z = 55 – 25 = 30) y con 25 electrones (para que sea neutro).

Sin embargo:

𝑀𝑛

2+ 25 55

tiene igual número de protones y neutrones, pero le faltan dos electrones, luego tiene 23 electrones.

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𝑁

3− 7 14

es un átomo de nitrógeno (7 protones) con 7 neutrones y que ha ganado tres electrones, por eso tiene 10 electrones.

9) Modelo atómico de Bohr (1913)

Se dieron cuenta que el modelo atómico de Rutherford presentaba dos grandes problemas: uno teórico y otro experimental.

El teórico.- Según el Electromagnetismo, una partícula cargada acelerada, emite energía. Y un electrón dando vueltas está acelerado. Por consiguiente, el electrón debería perder energía y terminar cayendo hacia el núcleo. Esto ocurriría en una fracción de segundo. Por esto, los átomos se tendrían que haber destruido y desaparecido.

El experimental.- Se observaba que los experimentos atómicos eran discontinuos, sin embargo, según el modelo de Rutherford, los espectros deberían ser continuos.

Veamos rápidamente qué son los espectros atómicos

 Si una luz blanca se hace pasar por un prisma, y se observa en una pantalla la luz que sale, se observa que se ha descompuesto en todos los colores del arco iris. Esto es el espectro de la luz blanca. Es un espectro continuo puesto que empieza en el rojo y termina en el violeta pasando continuamente por todos los colores intermedios.

 Si ahora calentamos mucho, por ejemplo, un gas de helio hasta que se ponga incandescente y emita su propia luz, y la pasamos por un prisma para descomponerla en los colores que la forma. Se verá en la pantalla algunas líneas de colores. No se obtienen todos los colores, sino unos pocos. Esto que se observa en la pantalla es el espectro del helio. Cada elemento tiene un espectro discontinuo distinto.

Para solucionar estos dos inconvenientes, Bohr elaboró un nuevo modelo atómico, basado en el de Rutherford pero añadiendo dos modificaciones:

- Existen unas órbitas especiales para los electrones, a las que llamaremos estacionarias, en las que los electrones no emiten energía. Bohr proporcionó una ecuación que permitía calcular la distancia de estas órbitas al núcleo. Con esta suposición se soluciona el problema con el Electromagnetismo.

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10) Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld

Cuando se perfeccionaron los experimentos con los espectros atómicos, se descubrieron nuevas líneas que antes no se veían, y que no se podían explicar con el modelo de Bohr. Sommerfeld modificó el modelo de Bohr incluyendo la posibilidad de que cada órbita (salvo la primera, la más cercana al núcleo) estuviera formada en realidad por varias subórbitas muy juntas, y que antes parecían solamente una.

Además, se encontraron que algunas de estas nuevas subórbitas se desdoblaban nuevamente en otras cuando el espectroscopio estaba bajo la acción de un imán. Esto dio a entender a Sommerfeld de que no todas las órbitas eran circulares, debían existir varias órbitas elípticas con la misma energía pero con distinta orientación; si se aplicaba el imán se hacía que unas órbitas elípticas adquieran más energía que otras y así pueden existir nuevos saltos electrónicos.

Para designar la posición de un electrón en un átomo se utilizan tres números, y un cuarto número para especificar su espín (giro). Estos son los cuatro números cuánticos:

- Nº cuántico principal (n).- Indica la órbita o el nivel energético en el que se encuentra el electrón. Puede estar en el nivel uno (n=1), nivel dos (n=2), nivel tres (n=3), etc. Cuanto mayor sea el nivel, más energía contiene el electrón.

- Nº cuántico secundario (l).- Este número indica la subórbita dentro de una órbita, y por tanto, el subnivel energético. Para una órbita n, este número toma todos los valores desde 0 hasta n-1. Es decir, si la órbita es n=4, significa que tiene cuatro subórbitas; l=0, l=1, l=2 y l=3. La subórbita l=0 es circular, y la de menor energía, la l=1 es elíptica y con algo de más energía, la l=2 es más elíptica y con más energía, y así sucesivamente.

- Nº cuántico magnético (ml).- Este número toma valores desde -l hasta +l. Por ejemplo, para l=2, ml puede

tomar los valores; -2, -1, 0, 1, 2. Cada número indica una orientación espacial distinta de la órbita elíptica. Todas estas órbitas son de igual energía, salvo cuando se coloca un imán.

- Nº cuántico de espín (ms).- Solo puede tomar dos valores, +1/2 y -1/2, dependiendo si el electrón gira en un

sentido o en el contrario.

11) Modelo cuántico de átomo

Después de tantísimos esfuerzos, el modelo atómico de Bohr-Sommerfeld sólo podía explicar aquellos átomos con un único electrón, como:

𝐻

1

,

2

𝐻𝑒

+

,

3

𝐿𝑖

2+

,

4

𝐵𝑒

3+

Los átomos con más electrones ya no se ajustaban bien al modelo, y cuantos más electrones tuviera, peor se ajusta los espectros teóricos con los experimentales.

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imposible conocer la trayectoria por la que se mueve una partícula subatómica como un electrón. Sin embargo, en el modelo de Bohr-Sommerfeld se describen e incluso se pueden calcular las trayectorias de los electrones, cosa que la naturaleza no permite conocer. Según el principio de incertidumbre, no se puede saber cómo se mueven los electrones, lo único que podemos determinar es la zona por donde están. A estas regiones del espacio por donde se sabe con mucha seguridad (pero no con toda) que está el electrón, se las denomina orbitales.

La forma del orbital depende del número cuántico secundario. Así, un orbital l=0 (denominado s) es esférico. Un orbital l=1 (denominados p) tiene otra forma. Un orbital l=2 es un orbital d con otra forma. Un orbital l=3 es un orbital f...

Los orbitales de un determinado tipo son iguales en su forma, únicamente se pueden diferenciar en su tamaño si pertenecen a niveles energéticos distintos. Por ejemplo, la forma de un orbital p del nivel n=2 y otro orbital p del nivel n=3 es idéntica. Simplemente, el del nivel tres es más grande.

El número cuántico magnético nos indica las distintas orientaciones espaciales que los orbitales pueden tener. Por ejemplo, si l=1, sabemos que el orbital es p, pero además, puesto que ml puede ser -1, 0 ó 1,

quiere decir que en este nivel hay tres orbitales p en distintas orientaciones del espacio. Todos ellos iguales de energéticos.

Así, solamente hay un orbital s con una única orientación, ya que l=0 y por tanto, ml=0. O podemos ver que

hay cinco orbitales d, en distintas orientaciones del espacio, ya que l=2, y entonces, ml puede ser -2, -1, 0, 1 y

2.

Cada electrón es como un pequeño imán. En un átomo unos están con su polo norte y polo sur en una determinada orientación, y otros con la contraria. Para diferenciarlos, se utiliza el número cuántico de espín, que puede tomar valores ms=1/2 para una orientación y ms=-1/2 para la otra. Así, para decir cómo está un

electrón en un átomo tenemos cuatro números: n, l, ml y ms, que son los números cuánticos.

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12) configuración electrónica

Realizar la configuración electrónica a un elemento se trata de indicar dónde tiene sus electrones cuando está en su estado fundamental, es decir, cuando todos sus electrones ocupan los niveles energéticos más bajos cumpliendo con el principio de exclusión de Pauli. Es importantísimo conocer cómo tiene dispuestos los electrones cada elementos, puesto que todas sus propiedades químicas y muchas físicas se desprenden de ello. Y tiene especial importancia los electrones de la última capa, denominados electrones de valencia, ya que estos son los que influyen más en sus propiedades. Piensa en dos átomos que se acercan, con lo que van a interaccionar es con sus electrones de valencia (los más externos), de ahí, su gran importancia.

Si imaginamos un núcleo sin electrones, y le vamos añadiendo uno a uno los electrones hasta completarlo, estos electrones irían ocupando los estados más estables (los menos energéticos). El primer electrón iría al nivel 1. El segundo iría también al nivel uno, pero para ello debería tener espín contrario al que ya hay. El tercer electrón iría al segundo nivel, ya que en el primero ya no cabe. Y así sucesivamente.

Existe una regla nemotécnica, denominada regla de Moeller para saber dónde va cada electrón que se añada, ya que ordena los orbitales de menor a mayor energía.

Observa que por ejemplo el orbital 4s es menos energético que el 3d, por eso, se llena antes el 4s que el 3d. 13) La tabla periódica

En la tabla periódica se ordenan todos los elementos según el número atómico creciente. Todos los elementos de una misma columna (grupo o familia) son elementos con propiedades químicas parecidas. Esto es debido a que tienen el mismo nº de electrones de valencia (nº de electrones en la última capa). Todos los elementos de una misma fila (periodo) son elementos con el mismo nº de capas de electrones. Por tanto, realizando la configuración electrónica de un elemento, podemos saber dónde está colocado en la tabla periódica. O al revés, sabiendo la posición en la tabla de un elemento, sabemos su configuración electrónica. Podemos considerar varios bloque es la tabla periódica. El bloque s (grupos 1 y 2), formado por aquellos elementos cuyo último electrón se ha colocado el un orbital s. El grupo p (grupos 13, 14, 15, 16, 17 y 18), formados por aquellos elementos cuyo último electrón está colocado en un orbital p. Análogamente, el bloque d (grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12).

A la izquierda y centro de la tabla, se encuentran los elementos metálicos, y a la derecha (exceptuando al grupo 18) los no metales. La línea separatoria es difusa, existiendo elementos con ciertas propiedades metálicas y no metálicas, se suelen denominar semimetales.

Los metales son sustancias que experimentalmente se les determinan que tienen brillo metálico, son buenos conductores eléctricos y del calor, son sólidos a temperatura ambiente, son dúctiles y maleables, se ionizan en forma de cationes. Son la mayoría de los elementos de la tabla periódica. En las condiciones de la Tierra se presentan en estado sólido dos los átomos están ordenados formando redes cristalinas.

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Los gases nobles son sustancias gaseosas en las condiciones de temperatura y presión de la Tierra. No forman moléculas ni redes cristalinas en las condiciones de la Tierra. Como veremos, esto se debe a su gran estabilidad electrónica.

14) Masas de partículas

Para medir la masa de partículas atómicas y de los propios átomos y moléculas, se definió la unidad de masa atómica (uma), representada por la letra u. Una uma se define como la doceava parte de la masa del carbono-12. Si consideramos que el carbono-12 tiene 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones, sabiendo que la masa de los electrones es despreciable frente a la de los nucleones, y sabiendo también que la masa de los protones y neutrones es casi idéntica, deducimos que una uma es muy aproximadamente la masa de un nucleón.

Si mantenemos esta aproximación, podemos decir que el número másico (A) de un determinado átomo, nos informa aproximadamente de la masa de un átomo expresado en umas. Por tanto, la masa del aluminio-27 es muy aproximadamente de 27 u, o la masa del oxígeno-16 es de 16 u aproximadamente.

En las tablas periódicas se suelen ofrecer los datos de las masas de los distintos elementos. Estos valores se han calculado realizando una media ponderada de los distintos isótopos que forman este elemento. Por ejemplo, el elemento cloro está formado de dos isótopos que se encuentran mezclados: el cloro-35 en un 75% y cloro-37 en un 25%. La masa atómica de este elemento es:

𝑚 𝐶𝑙 =

35 𝑢 · 75 + 37 𝑢 · 25

100

= 35,5 𝑢

Este dato es el que aparece en la tabla periódica para cada elemento.

La uma también se utiliza para indicar la masa de moléculas o de “celdas unidad” para el caso de sustancias cristalinas (en estado sólido). Se denomina masa molecular. Para ello, simplemente hay que sumar la masa de cada elemento que lo forma. Por ejemplo, el H2O está formado por dos átomos de hidrógeno, cuya masa

es 1 u y un átomo de oxígeno cuya masa es de 16 u. Por tanto, la masa molecular del agua es de 18 u. O por ejemplo, la masa molecular del oxígeno molecular (O2) es de 32 u.

La equivalencia de una uma con el kilogramo, que es la unidad del Sistema Internacional de Unidades (SI), es aproximadamente:

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