Fernando  Brierley  –  Felipe  Salas  

2013

 

Química  –    Modelo  atóm

ico  de  la  

materia  

Todo  lo  que  podamos  imaginar,  ya  sean  objetos  inertes  o  seres  vivos,  están  formados  por  átomos.  En  este  capítulo  estudiaremos  la  historia  de  los  modelos  que  pretendían  explicar  el  comportamiento  de  la  materia,  los  modelos  actuales,  las  propiedades  del  átomo  y  el  sistema  periódico  y  cómo  podemos  obtener  mucha  información  a  partir  de  una  simple  tabla.  

     

©  Fernando  Brierley  V.  –  Felipe  Salas  B.  2013  

 

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QUÍMICA – MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA

 

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Modelo  atómico  de  la  materia        

Una  de  las  preguntas  fundamentales  de  la  ciencia,  es  de  qué  y  cómo  están  formadas  las  cosas   que   conocemos.   A   lo   largo   de   la   historia   se   han   desarrollado   múltiples   teorías   para  describir   la   materia   a   pequeñas   escala.   La   mayoría   cuando   pequeños   jugamos   y   armamos  grandes  estructuras  con  muchas  piezas  de  “legos”,  ahora  veremos  que  la  materia  se  comporta  de  forma  similar.  

 No   es   posible   estudiar   la   materia   de   una   manera   certera   debido   a   que   sus  

constituyentes  son   tan  pequeños  que  no  nos  permiten  “visualizarlos”  concretamente,  es  por  esto  que  los  científicos  han  desarrollado  diversos  modelos  y  teorías  que  intentan  explicar  los  constituyentes  principales  de  todo  lo  que  nos  rodea.  

I]  Generalidades  

Para  estudiar  la  materia  es  muy  útil  dividirla  en  dos  grandes  focos  de  estudio:  materia  orgánica   y   materia   inorgánica.   A   continuación   estudiaremos   los   conceptos  fundamentales  de  la  materia  inorgánica  (o  inerte),  la  materia  orgánica  la  estudiaremos  en  un  capitulo  posterior.  

 Antiguamente,   en   la   era   pre-­‐científica,  existían  múltiples  discusiones  acerca  de  qué  era  lo  que  realmente  constituía  a  la  materia.   Thales   de   Mileto   (650   a.C)  afirmaba   que   la   materia   estaba  totalmente  constituida  por  agua.  Por  el  contrario   uno   de   sus   más   grandes  enemigos   Anaxímenes   (550   a.C)   decía  que   el   aire   era   el   constituyente  fundamental  de  la  materia.  Sin  embargo  50  años  más   tarde,  Heráclito   (500  a.C)  postulaba   que   la   materia   no   estaba  formada   ni   por   agua   ni   por   aire,   sino  por   fuego.  No   fue   hasta   el   450   a.C   que  Demócrito   junto   con   su   discípulo  

Leucipo   se   preguntaron   qué   ocurriría   si   dividiesen   un   trozo   de   roca   por   la   mitad   y   estos  trozos  por   la  mitad   iterando  hasta  que  se  pudiera.  Ellos  creían  que  existiría  un  momento  en  que  ya  no  se  podría  dividir  más  la  roca,  obteniendo  una  partícula  indivisible  que  denominaron  átomo  (sin  división).  Sin  embargo,  Aristóteles  era  el  filosofo  más  prestigioso  y  reconocido  de  la   época,   y   él   afirmaba   que   la   materia   estaba   constituida   tanto   de   agua,   aire,   fuego   y  t ierra;   teoría   que  opacó   el   pensamiento  de  Demócrito,   siendo   éste   rescatado  más  de  2000  años  después.    

  Hoy  en  día  sabemos  que   la  materia  está   formada  por  distintos   tipos  de  átomos.  Un  conjunto  de  átomos  iguales  se  denomina  elemento  químico,    siendo  estos  representados  por  símbolos   (que   usualmente   no   son   más   que   un   par   de   letras   del   alfabeto).   Un   conjunto   de  distintos   átomos   enlazados   adquiere   el   nombre   de   molécula,   mientras   que   un   grupo   de  

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muchas   moléculas   recibe   el   nombre   de   compuesto,   siendo   éstos   representados   por   una  formula  química.    

Antes   de   estudiar   propiamente   el   concepto   de   materia,   debemos   profundizar   ciertos  elementos   claves   que   nos   proveerán   de   herramientas   para   entender   completamente   este  amplio  concepto.  

 (1) Sustancias   Puras:   Son   aquellas   que   están   formadas   por   un   único   tipo   de  

partículas,  en  base  a  ello  podemos  clasificarlas  en  dos  grandes  tipos.    

a. Elementos:   Son   un   conjunto   de   átomos   del   mismo   tipo,   es   decir   que  tienen  las  mismas  propiedades  químicas  y  físicas.  Estos  se  clasifican  según  sus   propiedades   físicas   en:  metales,   no  metales   y   gases   nobles.  Mientras  que,  según  su  capacidad  de  reacción  con  oxigeno  se  clasifican  en  metales,  débilmente  metálicos,  no  metálicos,  anfóteros  (se  pueden  comportar  como  metales  y  no  metales)  y  gases  nobles.    

b. Compuesto:  Es  un   conjunto  de  átomos  unidos  a   través   de   enlaces   químicos.   Según   su   origen  los   podemos   clasificar   en   orgánicos   (animal)   e  inorgánicos   (mineral).   Además   de   acuerdo   al  número   de   elementos   que   lo   constituye   los  podemos   agrupar   en   compuestos   binarios,  terciarios,   cuaternarios.   Los   compuestos   son  representados  por   fórmulas,   las   cuales   a   su   vez   están  formadas  por  símbolos  químicos.  

 (2) Mezclas:  Son  aquellas  sustancias  formadas  por  más  de  un  compuesto,  en  base  a  

ello  podemos  distinguir  tres  tipos:  a. Homogéneas:   Estas   mezclas,   también   llamadas   disoluciones,   son  

aquellas   en   las   que   sus   partículas   son   indistinguibles   a   simple   vista   y   a  nivel  microscópico.  

b. Coloidales:   Estas   mezclas   se   caracterizan   por   que   sus   partículas   son  distinguibles  a  nivel  microscópico  pero  no  a  simple  vista.  

c. Heterogéneas:  Estas  mezclas  son  aquellas  en  las  que  sus  constituyentes  son  apreciables  a  simple  vista  y  bajo  cualquier  tipo  de  microscopio.  

   

II]  Teorías  Atómicas  

  Siguiendo   las   ideas   de   los   antiguos   griegos   (Leucipo   y   Demócrito)   numerosos  científicos  han  enriquecido  la  teoría  del  átomo.  Desde  el  siglo  XIX  diversos  investigadores  han  planteado   sus   ideas   desarrollando   múltiples   teorías,   presentando   en   ellas   propiedades   y  reglas  que  rigen  al  mundo  atómico.  A  continuación  estudiaremos  las  teorías  atómicas    de  un  modo  cronológico.  

   

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(1) Modelo  atómico  de  Dalton:    

Dalton  desarrolló    la  primera  teoría  atómica.  Plantea  que  la  materia  formada  por  átomos   iguales   se   denomina   elemento,   mientras   que   la   materia   formada   por  átomos  distintos  se  denomina  compuesto.  Además  Dalton  postula  que  los  átomos  reaccionan   para   formar   moléculas,   siendo   el   número   de   átomos   un   número  entero,   es   decir   no   existen   reacciones   que   involucren   “medios”   o   “cuartos”   de  átomos,  puesto  que  los  átomos  son  indivisibles.  

 (2) Modelo  atómico  de  Thomson:  

 Thomson   fue   el   primer   científico   en  postular   la   existencia   de   una   nueva  partícula   llamada   “electrón”   la   cual  posee   carga  negativa.  Él  postula  que  el  átomo  tenía  carácter  eléctrico  y  que  era  como  un  “budín  de  pasas”  es  decir,  una  gran   masa   positiva   con   incrustaciones  de   carga   negativa   (electrones).   Y   lo  denominó  el  “átomo  eléctrico”  

 Uno   de   sus   mayores   logros   radica   en  descubrir   la  relación  entre  la  masa  y   la  

carga   de   1   electrón,   gracias   a   lo   cual  Millikan   años  más   tarde   descubrió   que   la  carga  del   electrón  era  de  -­‐1.6  x  10-­‐19  Coulomb,  y  que  la  masa  es  de  9.11  x  10-­‐28  gramos.    

 (3) Modelo  atómico  de  Rutherford:  

 Rutherford   fue   uno   de   los   científicos   más  destacados   del   período,   ya   que   descubrió  que   el   átomo   contenía   en   su   interior   un  nuevo   tipo  de  partícula   a   la  que  denominó  protón,   el   cual   poseía   una   carga   positiva,  idéntica  en  magnitud  a  la  del  electrón  y  una  relación   entre   la   masa   del   protón   y   la   del  electrón  en  razón  de  1800:1,  por   lo  que  su  masa  es  de  1,67  x  10-­‐24  gramos.    La  inspiración  de  Rutherford  llegó  luego  de  experimentar  con  una  lámina  de  oro  la  cual  era   bombardeada   por   partículas   alfa.  Muchas  de  estas  partículas  traspasaban  la  plancha  de  oro  sin  siquiera  desviar  su  trayectoria.  Otras  salían  con  trayectorias  no  esperadas,  mientras  que  unas  pocas  rebotaban   en   la   plancha.   En   base   a   esto,   Rutherford   estableció   que   entre   los  átomos  había  un  “espacio  vacío”,  el  que  explicaba  que  las  partículas  traspasaran  la  lámina.   Una   partícula   alfa   rebotaba   completamente   cuando   chocaba   con   otra  partícula   de   su   misma   carga,   la   que   explicaba   la   existencia   de   los   núcleos  atómicos,  mientras  que   aquellas  partículas   que   se  desviaban   eran  producto  que  

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pasaban   muy   cercanas   al   núcleo   y   por   atracción   de   cargas   éstas   desviaban  ligeramente  su  trayectoria.    De   esta   manera   Rutherford   concluye   que   el   modelo   atómico   de   Thomson   era  errado  y  plantea  su  propio  modelo  atómico  el  que  propone  que  el  átomo  tenía  un  núcleo   central   positivo   (donde   se   concentraba   la   masa)   y   una   nube   de   carga  negativa  a  su  alrededor.  Lo  denominó  el  “átomo  planetario”    Gracias   al   experimento   y  modelo   de  Rutherford   es   que   se   pudieron   determinar  algunas  propiedades  del  átomo  que  detallaremos  más  adelante.    

Dato   Puntaje:  “Rutherford   fue   extremadamente  criticado  por  su  modelo  ya  que  no  explicaba  cómo,  si  supuestamente  el   átomo   estaba   formado   por  partículas  de  carga  opuesta,  estás  no  se  atraían  y  colisionaban  hasta  llegar   a   la   neutralización   y  destrucción  de  la  materia.”  

 

(4) Modelo  atómico  de  Bohr:    

Este  modelo  es  de  vital  importancia  para   el   desarrollo   de   la   química  moderna.   Bohr   a   partir   del  modelo  atómico   de   Rutherford   intenta  explicar   el   fenómeno   de   atracción  electroestática   que   experimentan  las   partículas   que   constituyen   al  átomo,   lo   que   no   pudo   lograr  Rutherford.    Bohr   señala   que   el   átomo   está  formado   por   un   núcleo   central  positivo,   donde   se   encuentran   los  protones  y  los  neutrones  (sin  carga)  y  una  nube  electrónica  formada  por  órbitas   circulares   fijas   y   definidas  donde   se   encuentran   girando   los  electrones   con   una   cantidad   determinada   de   energía,   la   que   varía   cuando   el  electrón  salta  de  una  órbita  a  otra.    Bohr  denominó  a  su  modelo  el  “átomo  fundamental  o  estacionario”.    Además   planteó   que   existía   una   relación   entre   la   fuerza   centrípeta   y   la   fuerza  eléctrica  de  atracción  entre  los  constituyentes  del  átomo.    

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Al  modelo  de  Bohr  se   le  hicieron  pequeñas  mejoras,   las  cuales   las  expondremos  todas  juntas  como  si  del  mismo  modelo  atómico  se  tratara:  Postula  que  existen  7  orbitas  o  niveles  circulares  de  energía  alrededor  del  núcleo  y   también   que   la   energía   crece   en   cada   orbita.   A   cada   orbita   se   le   asignó   un  numero  del  1  al  7.    Un  nivel  u  orbita  indica  la  energía  que  posee  un  electrón  y  la  distancia  que  existe  entre   el   núcleo   y   los   electrones.   Plantea   que   cada   nivel   tiene   subniveles  determinados  por  la  siguiente  tabla.    

Nivel  u  Orbita  #   Número    de  subniveles  1   1  2   2  3   3  4   4  5   4  6   3  7   2  

El  subnivel  indica  la  forma  de  la  zona  en  que  se  encuentra  el  electrón.  Dentro  de  cada  subnivel  existen  orbitales  detallados  en  la  siguiente  tabla:    

Representación  del  Subnivel   Subnivel  #   Cantidad  de  Orbitales  s   Subnivel  0   1  p   Subnivel  1   3  d   Subnivel  2   5  f   Subnivel  3   7  

El   orbital   indica   el   lugar   donde   se   encuentra   el   electrón,   cada   orbital   logra  acomodar   a   sólo   2   electrones   con   diferente   spin   (sentido   de   giro),   ya   que  usualmente   cargas   similares  deberían   repelerse,   al   girar  en   sentido  contrario   se  anula  este  efecto.    De   esta   manera   es   que   podemos   resumir   el   modelo   atómico   de   Bohr   en   la  siguiente  tabla:    

Nivel   Subniveles  permitido   Orbitales  Permitidos  1   s   1  2   s,  p   1,  3  3   s,  p,  d   1,  3,  5  4   s,  p,  d,  f   1,  3,  5,  7  5   s,  p,  d,  f   1,  3,  5,  7  6   s,  p,  d   1,  3,  5  7   s,  p   1,  3  

Además   Bohr   plantea   que   cuando   un   electrón   pasa   de   un   nivel   menor   a   uno  mayor   de   energía,   se   requiere   absorción   de   energía   y   cuando   pasa   de   un   nivel  mayor   a   uno   menor   de   energía   se   produce   una   emisión.   Pero   para   que   estos  

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“saltos”  ocurran  es  necesario  aportar  o  liberar  cuantums  de  energía  (paquetes  de  energía)  que  se  expresa  en  valores  enteros.    Bohr   propuso   ecuaciones   que   permitían   calcular   la   energía   para   cada   nivel,   el  radio   de   la   órbita   y   la   velocidad   del   electrón   en   ella,   basándose   en   el   átomo  de  Hidrógeno.  Sin  embargo  su  modelo  no  fue  extrapolable  a  otros  átomos  dado  que  Bohr  realizó  sus  estudios  suponiendo  que  los  átomos  eran  planos.    

 (5)  Modelo  Mecano-­‐Cuántico:  

 Actualmente   usamos   el   modelo  mecánico   cuántico   para   describir   el  mundo   atómico   y   explicar   el  comportamiento   del   átomo.   Se  desarrolla   entre   1924   y   1927   no   por  alguien  en  particular  sino  producto  del  trabajo   colaborativo   entre  Debroglie   –  Heisenberg  y  Schrödinger.  

 El   modelo   mecano-­‐cuántico   tiene   3  postulados  fundamentales:  

 i. Louis   de   Broglie:   Establece   que   todos   los   electrones   deben   tener   el  

comportamiento  de  una  onda.  ii. Werner   Heisenber:   Postula   el   principio   de   incertidumbre,   estableciendo  

que  es  imposible  determinar  simultáneamente  con  igual  exactitud  la  posición  y  la  velocidad  de  los  electrones.    

iii. Erwin   Schrödinger:  Postula  la  ecuación  de  ondas,  que  permite  obtener  una  probabilidad  de  ubicación  para  cada  electrón.  

 En  este  modelo,  al  ser  probabilístico  el  concepto  de  orbital  cambia.  Ahora,  el  orbital  electrónico  es  la  zona  donde  existe  mayor  probabilidad  de  encontrar  el  electrón.  Es  importante  destacar  ésta  diferencia  con  el  modelo  de  Bohr.    Este  modelo  postula  los  números  cuánticos  que  nos  permiten  indicar  la  posición  de  los  electrones  respecto  al  núcleo.    

(1) n   :   Número   cuántico   principal   que   mide   la   distancia  núcleo  electrón  (indica  el  nivel  en  el  que  se  encuentra  el  ultimo  electrón)  

(2) l :  Numero  cuántico  angular  que  determina  la  zona  donde   se   encuentra   el   electrón   puede   ir   desde   0  hasta  n-­‐1.  Anteriormente  conocíamos  este  número  según  Bohr  como  orbital  (s,p,d,f)  

(3) m:   Número   cuántico   magnético   que   determina   la  orientación   del   orbital   en   el   espacio.   Dependen   del  número  cuántico  l    y  van  desde  –l    hasta  l    (pasando  por  0).  De  esta  manera  si  l  =  1,  (es  decir  estamos  frente  a  un  orbital  p),  según  Bohr  

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tendríamos  3  orbitales  permitidos.  Según  el  modelo  mecano-­‐cuántico  m  =  -­‐1,   0,   1   que   representan   a   px,   py,   pz   (que   son   las   3   orientaciones  espaciales).    

(4) s:  Número  cuántico  de  spin  que  determina  el  sentido  de  giro  del  electrón.  Solo  adquiere  2  valores:  +1/2  o  -­‐1/2.  

 

III]  Propiedades  Atómicas  

(1) Propiedades  del  Núcleo  a. Número   Atómico   (ℤ):   Es  el  número  de  protones  (p+)  que  hay  en  el  núcleo,  es  

una  cifra  entera.  b. Número   Másico   (𝔸):   Es   la   suma   de   protones   y   neutrones   (n°)   que   hay   en   el  

núcleo  de  un  átomo,  se  deduce  aproximando  a  una  cifra  entera  el  peso  atómico.  c. Isotopía:   Son  isotopos  aquellos  elementos  que  tienen  igual  número  atómico  pero  

diferente   número   másico.   Por   lo   tanto   lo   único   que   varía   es   el   número   de  neutrones.  

Ejemplo:        

  Isotopos  del  Hidrógeno  Nombre   H1  (Protio)   H2  (Deuterio)   H3  (Tritio)  Cantidad  de  p+   1   1   1  Cantidad  de  n°   0   1   2  Cantidad  de  e-­‐   1   1   1  

 d. Isobaría:   Son  isobaros  los  elementos  que  tienen  igual  número  másico  y  diferente  

número   atómico.   Es   decir   lo   que   tienen   en   común   es   que   la   suma   de   protones   y  neutrones  es  la  misma.  

e. Peso   Atómico:  Es  el  promedio  ponderado  de  las  masas  de  los  distintos  isótopos  de  un  elemento,  tomando  en  cuenta  el  porcentaje  de  existencia  en  la  naturaleza.  

f. Radiactividad:   Es   la   emisión   de   partículas   alfa,   beta   o   rayos   gamma   desde   el  interior  del  núcleo  de  un  elemento  radiactivo.  Alfa  y  beta  son  partículas  y  gamma  es  una  onda  electromagnética.  

 (2) Propiedades  de  la  Nube  

 a . Propiedades   Electroquímicas:   Están   relacionadas   con   la   conducción   de   la  

corriente  eléctrica,  son  conductores  los  átomos  que  poseen  carga  eléctrica  (iones).  i . Catión   (+):  Son  aquellos  átomos  que  han  perdido  uno  o  más  electrones,  y  

su  carga  neta  es  positiva.  En  generales  son  de  carácter  metálico.  i i . Anión   (   –   ):   Son  aquellos  átomos  que  han  ganado  uno  o  más  electrones,  y  

su  carga  neta  es  negativa.  En  general  son  de  carácter  no  metálico.  

Los  gases  nobles  no  forman  iones,  puesto  que  tienen  8  electrones  en  la  última  capa  y  por  ende  son  muy  estables.  

b . Valencia:  Es  la  capacidad  de  combinación  o  de  unión  que  tienen  los  átomos  de  un  elemento,  puede  indicar  con  cuántos  átomos  se  puede  unir  un  elemento,  aunque  no  

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siempre  es  así.  El  número  de  valencia  siempre  coincide  con  el  número  del  grupo  de  la  tabla  periódica  en  el  que  se  encuentra  el  elemento.  En  general,  es  el  número  de  electrones  que  se  encuentran  en  el  último  nivel  energético  o  puede  ser  también  el  número  de  electrones  para  completar  el  último  nivel  energético,  distinguiendo  así  la  valencia  positiva  y  la  negativa,  respectivamente.  

 c . Tamaño   atómico:   Es   el   volumen   de   átomo,   considerando   la   nube   electrónica.  

(Ver  variación  de  radio  atómico  en  Sistema  Periódico).  

 

IV]  Configuración  Electrónica  

  Es   la   distribución   de   los   electrones   en   los   orbitales   de   los   subniveles   de   un   nivel  energético.  Nos  permite  conocer  cómo  se  distribuyen  los  electrones  en  un  átomo,  y  así  poder  conocer  mejor  las  propiedades  eléctricas  de  éste.  

  Para   escribir   la   configuración   electrónica   se   deben   tener   en   cuenta   los   siguientes  principios  que  la  rigen:  

(1) Principio  de  mínima  energía  o  de  Aufbau:  Establece  que  los  electrones  entran  primero  a  los  niveles  de  menor  energía,  por  lo  tanto  primero  al  nivel  1  y  así  sucesivamente  hasta  el  nivel  7.    

(2) Principio  de  exclusión  o  de  Pauli :  

Establece   que   cada   orbital   acomoda   a   lo  más   2  electrones  de  distinto  spin.  

(3) Principio  de  Multiplicidad  o  de  Hund:  

Establece  que   los  electrones  van  entrando  a   los  orbitales   de   uno   en   uno,   y   con   el   mismo   spin.  Luego,  vuelven  a   llenar   los  espacios  vacíos  pero  con   el   spin   contrario.   Este   principio   se   conoce  también   como   la   “Ley   de   la   micro”,   en   que   las  personas  primero  se  sientan  juntas,  y  juego  en  parejas.  

De  esta  manera  la  configuración  electrónica  del  Al13  queda  determinada  por:  

Completa:   1𝑠!  2𝑠!  2𝑝!!  2𝑝!!  2𝑝!!  3𝑠!  3𝑝!!  3𝑝!!  3𝑝!!   (indicando   las  orientaciones  de  los  orbitals)  

Semicompleta:  1𝑠!  2𝑠!  2𝑝!  3𝑠!  3𝑝!  (sólo  indica  los  subniveles)    

Resumida:   [Ne10]   3𝑠!  3𝑝!   (a   partir   del   gas   noble   más   cercano   con   un  menor  número  atómico)    

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V]  Sistema  Periódico  

Desde  los  principios  de  la  química  los  científicos  han  tratado  de  dar  con  un  orden  de  los  elementos  para  poder  agrupar  aquellos  que  comparten  similares  características.  

En   1869   Meyer   y   Mendeleiev   establecieron   la   ley   periódica,   que   dice   que   las  propiedades   de   los   elementos   son   función   periódica   de   los   Números   Atómicos   de   ellos.   Es  decir   lograron   realizar   una   tabla   ordenada   la   cual   permitía   obtener   mucha   información   a  partir  de  la  disposición  de  los  elementos  en  grupos  y  periodos.  

Más   tarde   en  1914  Moseley   fue  quien   terminó  de  ordenar   y   completar   la   tabla  para  llegar   a   la   tabla   periódica   que   conocemos   hoy.   Esta   es   una   tabla   que   ordena   los   elementos  según   su   Número   Atómico   ascendentemente   manteniendo   la   separación   por   periodos  (horizontal)  y  por  grupos  (vertical).  

Los  periodos,  indican  el  número  de  niveles  de  energía  de  los  elementos  en  una  fila.  

Los  grupos  (columnas),  se  dividen  en  dos  tipos:  Grupos  A  y  Grupos  B.  

Los  grupos  A:  Indican  el  número  de  electrones  de  la  última  capa  (Asi  el  grupo  VI  A  tiene  6  electrones  en  su  última  capa)  

Los  grupos  B:  Todos  tienen  2  electrones  en  la  última  capa,  se  caracterizan  por  tener  el  electrón  diferencial  (el  último  electrón  que  entró)  en  orbitales  de  tipo  d  o  f.  

Los  elementos  se  pueden  clasificar  según  sus  grupos  en:  

Grupo   Familia  o  Grupo   Configuración  electrónica  I  A   Alcalinos   ns1  II  A   Alcalinos  Térreos   ns2  III  A   Terreos   ns2  np1  IV  A   Carbonoides   ns2  np2  V  A   Nitrogenoides   ns2    np3  VI  A   Anfígenos  (Calcógenos)   ns2  np4  VII  A   Halógenos   ns2  np5  0   Gases  Nobles   ns2  np6  

La  tabla  periódica  nos  entrega  mucha  información.  Gran  parte  de  ella  viene  de  manera  explícita  mientras  que  gran  cantidad  se  puede  deducir.  

(1) Características  explícitas:  i. Peso  Atómico  ii. Grupo  iii. Periodo  iv. Símbolo  v. Número  Atómico  

   

QUÍMICA – MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA

 

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(2) Características  Implícitas  i. Número  de  p+  ii. Número  de  n°  iii. Número  de  e-­‐  iv. Ubicación  del  e-­‐  diferencial  v. Número  másico  vi. Carácter  químico  vii. Estado  

Existen   ciertas   variaciones   en   los   elementos,   de   acuerdo   a   su   ubicación   en   la   tabla  periódica,  en  el  mundo  científico  se  las  denomina  “variaciones  periódicas” .   Estas  pueden  ser  variaciones  de  tamaño  o  de  energía.  

 

(1) Variaciones  de  tamaño:  a . Radio  Atómico:    

 Es  la  mitad  de  la  distancia  entre  los  núcleos  de  2  átomos  adyacentes  del  mismo  elemento.   También   conocida   como   distancia   núcleo-­‐electrón.   Aumenta   de  arriba  hacia  abajo  en  un  mismo  grupo  y  de  derecha  a   izquierda  en  un  mismo  periodo.  Esto  se  debe  a  que  en  cada  grupo  el  tamaño  crece  puesto  que  hay  más  capas  a  medida  que  aumentan   los  periodos.  En  cada  periodo  el   tamaño  crece  de   derecha   a   izquierda   puesto   que   como   todos   tienen   el   mismo   número   de  capas,   los  átomos  que  tengan  mayor  numero  atómico  (tienen  más  p+)  atraen  con  mayor  fuerza  la  última  capa,  compactando  su  radio.    

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b. Radio  Iónico:      

Es   la   distancia   del   núcleo   de   un   átomo   ionizado   hasta   su   último   electrón.   Si  hubo  pérdida  de  electrones  entonces  su  radio  es  menor,  y  si  hubo  ganancia  de  electrones  entonces  su  radio  es  mayor.  Al  igual  que  en  el  radio  atómico,  este  crece  de  arriba  hacia  abajo  en  un  mismo  grupo  y  de  derecha  a  izquierda  en  un  mismo  periodo.  Además  debemos  señalar  que  podemos  ordenar  los  radios  iónicos  y  atómicos  de  la  siguiente  manera:    Radio  Catión  (+)    <  Radio  Atómico  <  Radio  Anión  (  -­‐  )  

   

(2) Variaciones  de  Energía:    

a . Potencial  de  Ionización:  También  conocida  como  energía  de  ionización,  es  la  energía  mínima  necesaria  para  remover  el  electrón  de  un  átomo  neutro,  en  estado  gaseoso.  Al  remover  el  electrón   el   átomo   se   transforma   en   un   catión   (+).   En   un   mismo   grupo   el  potencial   de   ionización   crece  de   abajo  hacia   arriba  puesto  que  mientras  más  capas   tenga   el   átomo   menos   energía   requiere   para   remover   el   electrón  diferencial.   Y   en   los   periodos   aumenta   de   izquierda   a   derecha   puesto   que  mientras   menor   sea   el   radio   atómico   más   energía   costará   remover   dicho  electrón.    

 b . Electroafinidad:  

 Es   la   energía   liberada   por   un   átomo   neutro   y   gaseoso,   cuando   recibe   un  electrón  para  formar  un  anión.  Al   igual  que  el  potencial  de   ionización  en  un  mismo  grupo  aumenta  de  abajo  hacia  arriba  y  en  un  mismo  periodo  aumenta  de  izquierda  a  derecha.  

 c . Electronegatividad:  

 Es  la  capacidad  de  un  átomo  de  atraer  un  par  de  electrones  de  enlace.  De  esta  manera   un   átomo   que   posea   una   alta   electroafinidad   poseerá   una   alta  electronegatividad.  Y  al  igual  que  ella  la  electronegatividad  crece  en  un  mismo  grupo   de   abajo   hacia   arriba   y   en   un  mismo   periodo   aumenta   de   izquierda   a  derecha.  

  En   conclusión   las   variaciones   periódicas   que   crecen   de   derecha   a  izquierda  y  de  arriba  hacia  abajo  son:   radio  atómico  y  radio   iónico.  Y   las  que  crecen   de   izquierda   a   derecha   y   de   abajo   hacia   arriba   son:   potencial   de  ionización,   electroafinidad   y   electronegatividad.   Un   dato   útil   de   recordar   es  que  el  Flúor  (  F  )  es  el  elemento  de  mayor  electronegatividad  y  más  pequeño  de  la  tabla  periódica.  

   

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La   tabla   periódica   nos   entrega   mucha   información   útil,   ya   que   agrupa   muchos  elementos  según  varios  criterios.  Uno  de  ellos  es  que  a   la   izquierda  encontramos  elementos  metálicos,  a   la  derecha  elementos  no  metálicos  y  marcados  en  otro  color  están  los  anfóteros  (que   tienen   doble   comportamiento).   Otro   criterio   de   agrupación   es   que   los   elementos   son  organizados  en  elementos  representativos,  de  transición,  de  transición  interna  y  gases  nobles.  

 (a) Elementos  Representativos:  

Los  elementos  representativos  son  aquellos  que  se  ubican  en  los  grupos  A  de  la  tabla  periódica.   No   tienen   su   último   nivel   energético   completo   (es   decir   les   faltan  electrones  para  completar  8  en  la  última  capa).    Los  elementos  de   los  grupos   I  A  al  V  A   tienen   la   tendencia  a   ceder  electrones  para  llegar  a  la  configuración  de  gas  noble  más  cercano.  En  cambio,   los  elementos  de  los  grupos  VI  A  y  VII  A  captan  electrones  para  llegar  a  la  configuración  de  gas  noble  más  cercano.    

(b) Elementos  de  Transición:  Estos   elementos   se   sitúan   en   los   grupos   B   de   la   tabla   periódica.   Se   caracterizan  porque  su  electrón  diferencial  está  en  un  subnivel  d.      

(c) Elementos  de  Transición  interna:  Los  elementos  de  transición  interna  se  ubican  en   la   zona   inferior   de   la   tabla   periódica   y   su  principal   característica   es   que   su   electrón  diferencial  está  en  un  subnivel  f.    

(d) Gases  nobles:  Los  gases  nobles  se  ubican  al  costado  derecho  de   la   tabla   periódica,   tienen   la   característica  que   son   los   elementos   más   estables   que  conocemos   puesto   que   tienen   su   último   nivel  energético   completo.   Muchas   veces   son  denominados  gases  inertes  puesto  que  no  reaccionan  con  otros  elementos.  

     

Ya  estudiamos  de  qué  está  compuesta  la  materia,  qué  partes  conforman  a  un  átomo  y  cómo  disponemos   los   átomos  de  una  manera  ordenada  en  una   tabla  que  nos  aporta  mucha  información.  En  el  siguiente  capítulo  estudiaremos  cómo  los  átomos  son  capaces  de  unirse  y  formar  infinidad  de  compuestos  que  forman  nuestro  planeta.