1 Los primeros modelos atómicos

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La primera evidencia de que los átomos que componen la materia son partí-culas complejas la obtuvo J. J. Thomson, en 1897, al descubrir la existencia del electrón y concluir que se trataba de partículas subatómicas.

En 1904, Thomson propuso su modelo para el átomo, según el cual un átomo es una esfera de carga positiva en la que se encuentran incrustados los electrones, que pueden salir o en-trar del átomo, dando lugar a un ion.

Los modelos atómicos plantean cierto grado de especula-ción. No se puede decir que sean verdaderos o falsos, sino que explican mejor o peor los fenómenos observados.

Aprende, aplica y avanza

1 ¿Cuál de los siguientes fenómenos se puede explicar a partir del modelo ató-mico de Thomson?

a) La formación de iones. b) La existencia de isótopos. c) Las reacciones nucleares.

2 Explica cómo llegó Thomson a la conclusión de que los electrones tienen carga eléctrica y es negativa.

1

Los primeros modelos atómicos

Los átomos no son indivisibles

Modelo atómico de Thomson

El átomo

y el Sistema Periódico

1

Evidencias experimentales que condujeron al modelo de Thomson

Thomson modificó estos tubos incluyendo dos placas pa-ralelas, una con carga positiva y otra con carga negativa, observando que el haz se desviaba hacia la positiva: los rayos catódicos tienen carga negativa.

Crookes observó en tubos de descarga que sobre el ánodo se producía sombra al interponer un objeto en el haz de rayos catódicos; dedujo que los rayos catódicos son partí-culas que parten del cátodo hacia el ánodo.

Cátodo Ánodo

Cátodo

Ánodo _Rayos

catódicos

Tubo de Crookes Tubo de Thomson

Zona cargada positivamente Electrones Los electrones se distribuyen uniformemente Zona cargada positivamente Electrones Los electrones se distribuyen uniformemente

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Aprende, aplica y avanza

3 Señala si son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes afirmaciones: a) El experimento realizado por Rutherford consistió en hacer

chocar rayos catódicos contra una lámina de oro.

b) Según el modelo de Rutherford, los electrones se ubican en el núcleo, carecen de carga eléctrica y determinan la masa atómica. c) En el modelo atómico de Thomson no se contempla que el átomo

tenga ninguna parte con carga negativa.

4 ¿Qué diferentes comportamientos experimentan las partículas en el experi-mento de Rutherford?

En 1911, Rutherford describió al átomo como un gran espacio fundamental-mente vacío, en cuyo centro se halla el núcleo, con carga positiva y casi la totalidad de la masa; alrededor del núcleo orbitan los electrones, que tienen carga negativa.

Un año antes, en 1910, R. A. Millikan había conseguido medir la carga del elec-trón, obteniendo un valor de –1,6 · 10–19 _C.

Modelo atómico de Rutherford

Experimento de Rutherford

Rutherford bombardea una fina lámina de oro con partículas a, obteniendo diferentes comporta-mientos de estas. 1 + + + + + + + – – – – – – +

Análisis de los impactos de las partículas a en la pantalla

Hay un gran espacio vacío

Pasan cerca del núcleo

El átomo está fundamentalmente vacío. El núcleo, positivo, se sitúa en el centro y los electrones, negativos, orbitan alrededor.

De estos resultados,

Rutherford dedujo un nuevo modelo atómico, en el que aparecía una nueva partícula subatómica: el protón. Se repelen con el núcleo 1 2 3 3 1 2 Partículas a Átomos de oro

Algunas se desvían Unas pocas rebotan

La mayoría no se desvían

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El modelo atómico de Rutherford presentaba dos inconsistencias:

1) Según el electromagnetismo clásico, el

electrón no podía estar girando en cual-quier órbita, pues al ser una partícula carga-da emitiría energía en su giro, perdiéndola gradualmente, lo que implicaba que se iría acercando al núcleo hasta colisionar con él. 2) El segundo problema es que no podía

ex-plicar un fenómeno que ocurría cuando con un prisma se descomponía la luz emi-tida por sustancias incandescentes: los espectros atómicos.

Bohr mejoró el modelo de Rutherford introduciendo el concepto de cuantización de la energía:

• El electrón gira alrededor del núcleo en ciertas órbitas, con un radio de-terminado; en ellas no gana ni pierde energía: son órbitas estacionarias. • Un electrón puede pasar de una órbita de menor energía a otra de ma-yor energía absorbiendo una determinada cantidad de energía; y si el proceso fuese el contrario, emitiendo esta misma cantidad de energía. La cuantización de las energías de los electrones en la corteza de los átomos es una propiedad fundamental de estos.

2

Los espectros atómicos y el modelo de Bohr

Inconsistencias del modelo de Rutherford

Modelo atómico de Bohr

n = 3 n = 2 n = 1 E6 E5 E4 E3 + – Energía – n = 6 n = 5 n = 4 n = 3 n = 2 n = 1

–

En el espectro del hidrógeno aparecen cuatro líneas que corres-ponden a valores determinados de la energía.

Aprende, aplica y avanza

1 Rellena los huecos del siguiente texto sobre el modelo de Bohr:

El modelo de ……… explica cómo los ……… pueden tener órbitas estables  alrededor del  ………  y por qué los ……… presentaban espectros de emisión característicos. Estos dos problemas eran ……… en el modelo que previamente realizó ………, por lo que fue un gran avance en el estudio de los modelos ……….

2 De las siguientes hipótesis, identifica aquellas que estén reflejadas en el mo-delo de Bohr:

a) Los electrones giran en torno al núcleo del átomo describiendo órbitas circulares, las cuales están todas permitidas, cualquiera que sea su energía.

b) Las únicas órbitas permitidas son aquellas que tienen una energía determinada.

c) Los electrones no pueden pasar, de ninguna manera, de una órbita a otra.

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3

Modelo cuántico del átomo

El modelo atómico de Bohr presentaba limitaciones; solo se podían calcular con exactitud los niveles de energía del hidrógeno, o de iones con un solo electrón. El modelo cuántico del átomo, supera esta limitación, al introducir el concepto de orbital atómico.

Un orbital atómico es una región del espacio donde la probabilidad de encon-trar un electrón es casi segura. En cada orbital se puede ubicar un máximo de dos electrones.

Los orbitales atómicos se designan por una letra; los cuatro más simples son: s, p, d y f.

La configuración electrónica es la forma en la que se distri-buyen los electrones en la corteza de un átomo.

Reglas de llenado de orbitales atómicos:

• Los orbitales atómicos se llenan de menor a mayor energía. • Al completar los orbitales del mismo valor de energía,

co-menzará el llenado de los siguientes.

• Los electrones ocupan el mayor número posible de orbita-les de la misma energía.

En la imagen superior de la derecha se observa el número de orbitales de cada tipo en cada nivel de energía. Los elec-trones se representan mediante flechas. Vemos que hay un orbital de tipo s, 3 de tipo p, 5 de tipo d y 7 de tipo f, y que caben 2 electrones en cada uno de ellos.

Escritura de la configuración electrónica:

• Colocamos el símbolo del elemento químico entre corchetes. • Denominaremos los orbitales de los distintos niveles como

sigue:

– Orbital s del primer nivel de energía: 1 s. – Orbital s del segundo nivel de energía: 2 s. – Orbitales p del segundo nivel de energía: 2 p.

• Utilizaremos un superíndice para indicar el número de

electrones totales que hay en cada tipo de orbital.

Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno, con 8 electrones, queda de esta forma: [O] = 1 s2 _{2 s}2 _{2 p}4

Para recordar el orden de energías de los orbitales atómicos, se suele utilizar el diagrama de Möller (imagen derecha infe-rior), donde se muestra la secuencia de los orbitales orde-nados por orden de energía creciente siguiendo las flechas de las diagonales.

Los electrones del último nivel ocupado se denominan elec-trones de valencia.

Orbitales atómicas

Configuración electrónica

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Ejercicio resuelto

A partir del número atómico del germanio (Z = 32):

a) Escribe la configuración electrónica del átomo neutro de germanio. b) Indica cuáles son los electrones de valencia.

c) Escribe la configuración electrónica del catión Ge2+_.

a) Si se trata de germanio neutro tendrá 32 electrones. Escribimos el diagrama de Möller completo y seguimos las flechas hasta comple-tar los 32 electrones. Así, obtenemos:

[Ge] = 1 s2 _2 s2 _2 p6 _3 s2 _3  p6 _4 s2 _3  d10 _4 p2

b) El último nivel con electrones, en este caso, es el cuarto. Los electro-nes de valencia son dos electroelectro-nes en 4 s y dos en 4 p.

c) La configuración electrónica del Ge2+ _es:

[Ge2+_{] = 1 s}2 _2 s2 _2 p6 _3 s2 _3 p6 _4 s2 _3 d10

Observa en el diagrama cómo se dibujan las diagonales que dan el orden de llenado. 1s2 2s2 3p6 _3d10 4p6 _4d10 4f14 5p6 _5d10 5f14 6p6 _6d10 7p6 2p6 3s2 4s2 5s2 6s2 7s2

Aprende, aplica y avanza

1 Identifica, de las siguientes combinaciones, aquellas que consideres imposi-bles. Justifica tu respuesta.

a) 1 s2 _{2 s}2 _{2 p}2 _{... c) 1 s}2 _{2 s}2 _{2 d}2 _{3 s}1 _...

b) 1 s2 _{2 s}3 _{... d) 1 s}2 _{2 s}2 _{2 s}6 _{3 s}6 _{3 p}6 _{4 s}2 _...

2 Indica la configuración electrónica de un elemento que tiene número atómi-co 34. ¿Qué elemento es?

3 Completa la tabla:

Elemento Símbolo Configuración electrónica Número atómico

Magnesio

1 s2 _{2 s}2 _{2 p}6 _{3 s}2 _{3 p}5

K

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4

El sistema periódico

de los elementos químicos

El sistema periódico actual, basado en el de Mendeleiev, se distribuye en:

• 7 períodos o filas: los átomos de elementos de un mismo período tienen el mis-mo número de capas o niveles principales de energía.

• 18 grupos o familias: los elementos de un grupo tienen la misma configuración electrónica de sus electrones de valencia.

Según el tipo de elementos, podemos distinguir: metales, semimetales, no me-tales y gases nobles.

Al colocar los elementos químicos en orden creciente de sus números atómicos, se observa una variación periódica en algunas propiedades:

• La afinidad electrónica (AE) es la variación de energía que tiene lugar cuando un átomo en estado gaseoso adquiere un electrón, forman-do así un anión.

• La energía de ionización (EI) es la cantidad de energía que debe absorber un átomo en estado gaseoso para perder un electrón y formar así un catión.

Cuanto mayor es la AE, mayor es la tendencia del elemento a formar aniones, y cuanto me-nor es la EI, mayor es la tendencia a formar ca-tiones.

Ordenación de los elementos químicos

Propiedades periódicas

Uut Uup Uus

Bh Rf Db Sg Hs Mt Uuo BOHRIO HELIO CESIO FRANCIO BARIO RADIO LITIO HIDRÓGENO BERILIO SODIO MAGNESIO POTASIO CALCIO RUBIDIO ESTRONCIO LANTANO ACTINIO ESCANDIO ITRIO HAFNIO RUTHERFORDIO TITANIO CIRCONIO TÁNTALO DUBNIO WOLFRAMIO SEABORGIO VANADIO CROMO NIOBIO MOLIBDENO RENIO OSMIO MANGANESO HIERRO TECNECIO RUTENO IRIDIO PLATINO COBALTO NÍQUEL RODIO PALADIO MEITNERIO DARMSTADIO HASSIO ORO COBRE PLATA MERCURIO CINC CADMIO COPERNICIO ROENTGENIO INDIO TALIO ESTAÑO PLOMO BORO CARBONO ALUMINIO SILICIO GALIO GERMANIO FÓSFORO AZUFRE

NITRÓGENO OXÍGENO FLÚOR NEÓN

ANTIMONIO BISMUTO TELURO POLONIO ARSÉNICO SELENIO YODO ASTATO XENÓN RADÓN CLORO ARGÓN BROMO KRIPTÓN LIVERMORIO FLEROVIO

UNUNTRIO UNUNPENTIO UNUNCEPTIO

CERIO PRASEODIMIO TORIO PROTACTINIO NEODIMIO PROMETIO URANIO NEPTUNIO SAMARIO EUROPIO PLUTONIO AMERICIO GADOLINIO TERBIO CURIO BERKELIO DISPROSIO CALIFORNIO HOLMIO EINSTENIO ERBIO TULIO FERMIO MENDELEVIO YTERBIO NOBELIO LUTECIO LAURENCIO UNONOCTIO Lantánidos Actínidos 1 3 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 3 19 11 12 4 20 37 55 56 38 87 88 21 22 23 24 25 26 27 28 86 105 106 107 108 109 110 111 112 57 72 73 74 76 77 78 79 80 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 29 30 89 104 75 81 82 83 84 85 49 50 51 52 53 54 31 32 33 34 35 36 13 14 15 16 17 18 5 6 7 8 9 10 2 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 113 114 115 116 117 118 1.° 2.° 3.° 4.° 5.° 6.° 7.° 1,008 6,939 22,99 39,102 9,012 24,305 40,08 44,956 47,90 50,942 51,996 54,938 (98) 55,847 101,07 58,933 102,90 4,003 10,811 10,811 12,011 14,007 15,999 18,998 20,183 26,981 28,086 30,97 32,064 35,453 39,95 58,71 63,54 65,37 69,72 72,59 74,922 78,96 79,909 83,80 106,4 107,87 112,4 114,82 118,69 121,75 127,6 126,90 131,30 95,94 183,85 186,2 190,2 192,2 195,09 196,97 200,59 204,37 207,19 208,9 (210) (210) (222) 91,22 178,49 (265) 92,906 (268) (271) (270) (277) (276) (281) (280) (285) 180,95 85,47 (223) 87,62 137,34 (226) 88,905 138,91 (227) 132,9 (293) (289) (284) (288) (294) (294) 140,12 232,04 140,91 (231) 144,24 238,03 (147) (237) 150,35 (244) 151,96 (243) 157,25 (247) 162,5 164,93 167,26 168,93 173,04 174,97 (247) (251) (252) (257) (258) (259) (262) 158,92 Símbolo Masa atómica Nombre Número

atómico ESTADO DE AGREGACIÓN

NeGaseoso FeSólido

HgLíquido CfSintético

Metales Semimetales No metales Gases nobles Elementos químicos desconocidos

BORO

B

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A partir de la configuración electrónica de un elemento, podemos situarlo en el sistema periódico. Veamos, por ejemplo, los elementos siguientes:

[C] = 1 s2 _{2 s}2 _{2 p}2

[Si] = 1 s2 _{2 s}2 _{2 p}6 _{3 s}2 _{3 p}2

[Ge] = 1 s2 _{2 s}2 _{2 p}6 _{3 s}2 _{3 p}6 _{4 s}2 _{3 d}10 _{4 p}2

Observamos que todas terminan en p2_{, al igual que las configuraciones del}

estaño y del plomo. Por tanto, podemos concluir que un elemento cuya

confi-guración electrónica termine en p2 _{es un elemento del grupo 14.}

Así, el nivel principal de energía de los electrones de valencia coincide con el período al que pertenece el elemento.

La configuración electrónica acortada incluye la del gas noble anterior y en ella quedan destacados los electrones de valencia. Por ejemplo, la del calcio es:

[Ca] = 1 s2 _{2 s}2 _{2 p}6 _{3 s}2 _{3 p}6 _{4 s}2 _{= [Ar] 4 s}2

Configuración electrónica y sistema periódico

Aprende, aplica y avanza

1 Ordena estos elementos por afinidad electrónica creciente: Ca, Se, Ga, Br y Cu.

2 Escribe la configuración electrónica de estos elementos representativos e indica su posición en la tabla periódica:

a) Potasio (Z = 19): ... Período: ... Grupo: ... b) Neón (Z = 10): ... Período: ... Grupo: ... c) Aluminio (Z = 13): ... Período: ... Grupo: ... d) Azufre (Z = 16): ... Período: ... Grupo: ...

3 El elemento de configuración electrónica terminada en 4 s2 _{3 d}6_{, ¿es metal, no}

metal o gas noble?

4 Indica el nombre y el símbolo de los elementos cuyos electrones de valen-cia son:

a) 3 s2 _{3 p}2_{: ...}

b) 2 s2_{: ...}

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En 1932, Chadwick confirmó que en el núcleo del átomo existe una partícula de masa similar a la del protón y eléctricamente neutra, denominada neutrón. La masa teórica de un átomo es la suma de las masas de sus protones y sus neutrones (la masa de los electrones es despreciable frente a estas).

No todos los átomos del mismo elemento químico tienen la misma masa. Cada elemento tiene varios isótopos. Por tanto, la masa atómica de un elemento quí-mico debe calcularse a partir de la masa de sus isótopos de acuerdo a la abun-dancia relativa de cada uno de ellos.

5

Masas atómicas

Protones y neutrones

Ejercicio resuelto

El uranio tiene tres isótopos, 234_U, 235_{U y} 238_{U, cuyas abundancias relativas son}

0,0057 %, 0,72 % y 99,27 %, respectivamente. Calcula la masa atómica prome-dio del uranio, expresada en u.

1 Partiremos de la idea de que el número másico es la masa en unidades de masa atómica de cada átomo: mU–234=234u;mU–235=235u;mU–238=238u

2 La contribución de cada isótopo a la masa atómica promedio es: Contribución del 234_U: u , _{, u} 100 234 0 0057 0 013 $ = Contribución del 235_U: u , _{, u} 100 235 0 72 1 69 $ = Contribución del 238_U: u , _{, u} 100 238 99 27 236 3 $ =

Observamos que el isótopo menos abundante es el que tiene una aporta-ción menor a la masa atómica, como era de esperar.

3 Por último, sumamos las contribuciones de cada isótopo para obtener la masa atómica promedio: mU=0 013, u+1 69, u+236 3, u=238u

Aprende, aplica y avanza

1 El boro tiene dos isótopos estables, B-10 y B-11. Utilizando la definición de masa teórica del átomo, y sabiendo que las abundancias relativas de estos isótopos son 19,78 % y 80,22 %, respectivamente, calcula la masa atómica promedio del boro.