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2Átomos y

moléculas

Los objetivos de la presente unidad son que el alumno:

• Describalascaracterísticasdelosmodelosatómicosde:Dalton,Thomsony Rutherford.

• Enuncielascaracterísticasdelmodelonucleardelátomo.• ExpreselascaracterísticasmásnotablesdelmodelocuánticodeBohr.• Manejeladistribucióndeelectrones,porcapas,enlosátomosdelosele-

mentos representativos de acuerdo con el modelo de Bohr.• Explique la formacióndemoléculassencillasconsiderando loselectrones

externos y la estabilidad de los gases nobles.

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Introducción

En la presente unidad se estudian las características de los modelos atómicos que fueron concebidos en diferentes etapas de la historia, entre ellos los modelos propuestos por Dalton,Thomson,RutherfordyBohr.Sedescriben laspartículasqueconstituyenelátomoy su ubicación, el significado de número atómico, número de masa y masa atómica, así como la distribución de los electrones en el átomo. Finalmente, se relacionan los electrones externos del átomo con las propiedades químicas de un elemento, para explicar la capacidad de combinación de los elementos y la formación de moléculas.

Teoría atómica de la materia

El hombre, en su proceso de culturización, empezó a tallar y moldear los materiales a su disposición (piedra, madera, huesos, etc.) para convertirlos en herramientas, armas y objetos de ornato, produciendo cambios físicos, ya que no afectaban su naturaleza y los materiales continuaban siendo la misma sustancia. Además observó otro tipo de cambios; cambios que producían sustancias diferentes a las originales, como cuando se quema un árbol, o los que ocurren por la acción del calor al obtener metales como el cobre, el estaño o el hierro a partir de sus minerales. Estos cambios que afectan la naturaleza de las sustancias son cambios químicos.

La observación de este tipo de fenómenos llevó a los filósofos griegos a suponer la existencia de diversas sustancias fundamentales, de las que estaban formadas todas las cosas, por ejemplo, Empédocles(483-430a.C.)afirmabaque lamateriaestabaformadaporcuatroelementos:aire, tierra, fuego y agua. Aristóteles retomó las ideas de Empédocles y describió los cuatro elementos como combinaciones de pares con propiedades opuestas: a) lo caliente y lo frío, b) lo seco y lo húmedo. Sostuvo que el calor y la sequedad originaban fuego; el calor y la humedad daban origen al aire; la humedad y el frío al agua; y el frío con la sequedad originaban la tierra. Ninguno de los elementos era inalterable, se podían convertir uno en otro por procesos naturales, como el calentamiento (ver figura 2.1).

Fuego

Aire Tierra

frío

calo

r

sequedad

humedad

Agua

Enel sigloVa.C.Leucipoy sudiscípuloDemócrito afirmaronque lamateria estabaformada por la concentración de pequeñas partículas indivisibles en constante movimiento las cuales denominaron átomos. Tales ideas eran contrarias a las de Aristóteles y dado el gran prestigio de este último, la teoría atómica fue olvidada y tuvieron que pasar varios siglos para que fuera retomada.

Figura 2.1 Aristóteles supuso que los 4 elementos: fuego, tierra, agua y aire eran el resultado de la combinación de propiedades fundamentales.

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En 1661, Robert Boyle, con base en hechos experimentales, define al “elemento” como una sustancia que no está mezclada y que además no está formada por ninguna otra. Años después, en 1789, Lavoisier describió el concepto de elemento como “lo que no se puede descomponer con los métodos de análisis disponibles”.

Modelo atómico de Dalton

En 1804, John Dalton, considerando la evidencia experimental acumulada en las leyes dela conservación de la materia; de las proporciones constantes; de las proporciones múltiples; las leyes de los gases, y el análisis químico, propuso una teoría atómica que permitía explicar las leyes arriba mencionadas. Explicó que cuando el oxígeno se une al hidrógeno para formar agua, lo hace siempre en una relación en masa de 8:1, sin importar las cantidades de oxígeno e hidrógenodisponibles.Consideróquetodoslosátomosdeunmismoelementotendríansiemprela misma masa y serían diferentes a los de otros elementos; asimismo que los átomos deberían unirse sin romperse y podrían unirse y separarse para formar diferentes compuestos. A partir de estosrazonamientos,Daltondescribióalosátomoscomo“lasúltimaspartículasdeloscuerpos”,les asignó símbolos y, ante la imposibilidad de pesarlos individualmente para conocer la masa absoluta de un solo átomo, ideó una forma de calcular las masas relativas de los átomos a partir delaproporciónrelativaenqueseunenalformarcompuestos.Dadoqueelhidrógenoeraelelemento más ligero, asignó a los átomos de éste el valor unitario de masa.

En1808,Daltonpublicóunlibroenelquediscutedetalladamentesuhipótesissobrelaexistencia de los átomos y los postulados de su teoría atómica de los elementos, postulados que en resumen son los siguientes:

• Cadaelementoquímicosecomponedepartículasinvisibleseindivisiblesllamadasátomos(el desarrollo de la tecnología permitió posteriormente precisar esta observación).

• En todos los procesos químicos, los átomos de un elemento permanecen sin cambios. • En una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, sólo se separan,

combinan o reacomodan para producir nuevas sustancias.• Los átomos de cada elemento tienen masas y propiedades iguales, pero son distintos

en masa y propiedades respecto a los otros elementos (actualmente sabemos que los átomos de un elemento pueden ser diferentes en el número de neutrones).

B B

A A

• El átomo es la partícula más pequeña que sigue siendo un elemento.

En lo que se refiere a los compuestos, se llegó a lo siguiente:

• La partícula más pequeña de un compuesto es una molécula. • En los compuestos químicos, los átomos de diferentes elementos están unidos entre sí,

formando moléculas idénticas, en las cuales los elementos se encuentran en la misma proporción.

Figura 2.2 Los átomos de una

misma sustancia tienen masas y propiedades

iguales y los átomos de diferentes sustancias

tienen masas y propiedades diferentes.

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• Dosomásátomossepuedencombinarparaformarmásdeuncompuesto,larelaciónde combinación entre los elementos presentes en dichos compuestos es siempre un número entero.

Monóxido de carbonoRelación C:O 1:1

Dióxido de carbonoRelación C:O 1:2

Se puede definir la molécula como la partícula más pequeña en que puede ser dividido un compuesto sin que se forme otro distinto.

Modelos atómicos y descubrimiento de las partículas subatómicas

Modelo de Thomson y el descubrimiento del electrón

En 1897, Joseph John Thomson descubrió los electrones al estudiar los rayos que se producían al hacer pasar una corriente eléctrica en tubos que contenían gas a baja presión. A estos rayos se les llamó originalmente rayos catódicos y posteriormente se les dio el nombre de electrones (partículas con carga eléctrica negativa y masa muy pequeña). En ese entonces ya se sabía que la materia es neutra, por lo que Thomson supuso que, si en el átomo existían partículas con carga negativa, debían haber también cargas positivas que las neutralizaran.

Para Thomson, el átomo es una esfera con carga positiva uniforme, dentro de la cual se localizanloselectrones(figura2.3).Cadaelementotieneensusátomosunnúmerodiferentedeelectrones dispuestos de una manera especial y regular. Una analogía de este modelo sería una gelatina con pasas, donde la gelatina sería el fluido de carga positiva y las pasas representarían a los electrones.

Esfera de cargapositivaElectrones

Años más tarde Robert Millikan determinó el valor de la carga del electrón y así fue posible estimar la masa de esta partícula.

Masa del electrón = 9.1 × 10– 31 kgCargadelelectrón=–1.6×10– 19C

Con el descubrimiento del electrón, el átomo ya no podía ser considerado como unapartícula indivisible como su nombre parecía indicar.

Figura 2.3 Modelo del átomo de Thomson.

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Aunque el modelo de Thomson podía explicar la existencia de metales y no metales, y la emisión de luz producida por los átomos excitados, no fue adecuada para explicar los resultados experimentales obtenidos por Ernest Rutherford al bombardear con partículas alfa, generadas por un elemento radiactivo, una delgada lámina de oro, resultados que se describen a continuación.

Modelo de Rutherford: átomo nuclear. Cargas positivas o protones

Lo que observó Rutherford al lanzar las partículas alfa sobre la lámina de oro fue que la mayoría de ellas atravesaban el metal sin cambiar de dirección, algunas desviaban su trayectoria y muy pocas rebotaban al llegar a la lámina metálica, la interpretación de este científico fue que:

• La masa y la carga positiva del átomo están concentradas en una pequeña porción de materia a la que se denominó núcleo atómico.

• El núcleo atómico es diez mil veces más pequeño que el átomo.• Los electrones (carga negativa) se mueven alrededor del núcleo, a grandes velocidades,

en órbitas parecidas a las de los planetas alrededor del sol.

Rutherford propuso la existencia de partículas con carga positiva en el núcleo a las que llamó protones, y más tarde demostró su existencia; su masa resultó ser 1 837 veces mayor que la del electrón y su carga de igual magnitud a la de éste, pero con signo positivo:

Masa del protón = 1.672 x 10– 27 kgCargadelprotón=+1.6x10–19C

Las contribuciones de Rutherford a la estructura del átomo fueron:

• El núcleo atómico.• El protón.

Descubrimiento del neutrón

En1932,JamesChadwickdescubrióunanuevapartículasincargalocalizadaenelnúcleodelátomo: el neutrón, cuya masa es ligeramente mayor a la del protón:

Masa del neutrón = 1.674 x 10–27 kgCargadelneutrón=sincarga

A los protones y neutrones se les conoce como nucleones por su localización en el átomo.

Figura 2.4 Modelo atómico

de Rutherford.

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Con la información anterior surgidade losmodelos atómicos explicadosdefinamos lascaracterísticas del átomo nuclear:

Los átomos están formados por partículas subatómicas conocidas como protones (carga 1+), electrones (carga 1–) y neutrones (sin carga). Los protones y los neutrones se ubican en elnúcleodelátomo;loselectronesestándistribuidosenlavecindaddelnúcleo.Debidoaqueexisten el mismo número de protones que de electrones, el átomo es neutro.

Es destacable el hecho de que la masa de los protones y neutrones es mucho mayor que la masa de los electrones, por lo que la masa del átomo está localizada principalmente en el núcleo atómico, aunque el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo. Por lo que observamos que el átomo está prácticamente vacío.

Se conoce actualmente que la materia está conformada por un número mayor de partículas subatómicas de las que se han mencionado. En este curso se estudian sólo las partículas que nos permiten comprender la química.

Número atómico y masa atómica

Un elemento químico se caracteriza por el número de protones, cuyo símbolo es la letra “Z”, al cual se le conoce como número atómico y es el parámetro que identifica al elemento. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones (y por supuesto, de electrones) pero pueden tener número diferente de neutrones.

La masa de un átomo queda representada por la suma de protones y neutrones (recuerda que comparativamente, la masa del electrón no es significativa). A este número se le conoce como número de masa y se representa con la letra “A”.

Se puede representar el núcleo del átomo de un elemento escribiendo su símbolo, en la esquina inferior izquierda se coloca el número atómico y en la esquina superior izquierda el número de masa.

EA

ZSímbolo del elemento

Número atómico

Número de masa

Por ejemplo, un átomo de oxígeno lo podemos representar como:

Símbolo= ONúmero atómico (Z)= 8Número de masa (A)= 16

Conelnúmeroatómicoyelnúmerodemasapodemossabercuántosneutroneshayenelnúcleo del átomo:

A = Z + número de neutrones

Para el caso del átomo de oxígeno del ejemplo:

Número de neutrones = A – Z = 16 – 8 = 8

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En una gran variedad de elementos existen de manera natural átomos con diferente número de masa: se trata de partículas de un mismo elemento que cuentan con el mismo número de protones, pero con diferente número de neutrones. A los átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número de masa se les conoce como isótopos.

Los elementos químicos que se encuentran en la naturaleza son una mezcla de isótopos, aunque en muchos de los casos hay uno con mayor porcentaje. La figura 2.5 muestra los dos isótopos naturales del nitrógeno y los tres del silicio, así como su porcentaje de ocurrencia, número de protones y neutrones.

99.63%

7 protones

7 neutrones

N14

7

0.37%

7 protones

8 neutrones

N15

7

92.2%

14 protones

14 neutrones

Si28

14

4.7%

14 protones

15 neutrones

Si29

14

3.1%

14 protones

16 neutrones

Si30

14

La masa atómica reportada para los elementos es un promedio ponderado de las masas atómicas de los diferentes isótopos de que está constituido un elemento de manera natural.

Ejemplo

El cloro existe en la naturaleza en forma de dos isótopos, cloro 35 y cloro 37, ¿cuántos protonesyneutroneshayensusnúcleos?

Las representaciones de los núcleos de ambos isótopos del cloro y su abundancia son:

Cálculodeneutrones:

Isótopo 35Cl:neutrones=35–17=18Isótopo 37Cl:neutrones=37–17=20

Ejercicio 1

1. A las sustancias que no pueden descomponerse por medios químicos en otras más simples se les llama:

a) Sustancias primarias. b)Compuestos. c) Elementos. d) Átomos.

2. Elabora una línea de tiempo en la que señales la progresión de los modelos atómicos que aquí se mencionan. Explica brevemente en qué consiste cada uno de ellos.

Figura 2.5 Isótopos naturales de

los elementos nitrógeno y silicio. Observa que

siempre hay un isótopo de mayor abundancia.

En los dos últimos renglones de cada

isótopo, se proporciona el número de nucleones

(protones y neutrones) presentes en cada

núcleo.

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3. Identifica, de las siguientes aseveraciones, las que corresponden al modelo atómico de Dalton.a) Los átomos de cada elemento tienen masas y propiedades iguales, pero son distintos en

masa y propiedades respecto a los otros elementos.b) La masa y la carga positiva del átomo están concentradas en una pequeña porción de

materia denominada núcleo atómico.c) Un electrón en un átomo se mantiene indefinidamente en uno de los estados de energía

permitidos. d) El núcleo atómico es diez mil veces más pequeño que el átomo.

4. Relaciona ambas columnas:a) Protón. ( ) 1. Fue descubierto por Thomson.b) Electrón. ( ) 2. Su existencia fue postulada por Rutherford.c) Neutrón. ( ) 3. Lo descubrió Rutherford al bombardear con

partículas alfa una lámina de oro.d)Núcleoatómico. () 4.Chadwicklodescubrióen1932.

5. Identifica como verdadero (V) o falso (F) los enunciados que relacionan el nombre de la partícula subatómica y su carga:1. Protón (neutro), electrón (+), protón (–). 2. Protón (+), neutrón (–), electrón (–).3. Protón (–), neutrón (sin carga), electrón (+).4. Protón (+), neutrón (sin carga), electrón (–).

6. Las masas en orden ascendente (de menor a mayor) de las partículas fundamentales que forman el átomo son:a) Neutrón, electrón, protón.b) Electrón, protón, neutrón.c) Protón, neutrón, electrón.d) Electrón, neutrón, protón.

7. ¿Cuál es la razónpor la que todos los átomosdeunmismo elemento tienen elmismonúmeroatómico,peropuedentenerdiferentenúmerodemasa?

8. La definición: “son átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa”, corresponde a la partícula llamada:a) Nucleón.b) Anión.c) Isótopo.d) Isómero.

9. Describe un experimento u observación que permitió cuestionar el concepto de átomocomo partícula indivisible.

10. Las masas atómicas de los elementos no son números enteros por pequeñísimas diferencias en sus cifras significativas, explica la razón de que existan estas desviaciones de los valores numéricos enteros.

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11. Indica el número de neutrones, protones y electrones de los siguientes elementos:

12.Conlossiguientesdatos,escribeelsímbolodelelementoalcualsehacereferenciayconestainformación representa correctamente los núcleos atómicos correspondientes:a) Z = 1 y A = 3 b) Z = 6 y A = 14 c) Z = 8 y A = 18, en la forma:

Cuantización de la energía

En 1900 Max Planck explicó el mecanismo mediante el cual los cuerpos calientes emiten luz (ondas electromagnéticas). Para esto tuvo que postular una teoría completamente novedosa con la cual afirmó que los átomos y las moléculas absorben y emiten radiación de manera discontinua. En este proceso de absorción y emisión se manifiesta la energía en forma de “paquetes” a los que llamó “cuantos de energía”.

La física clásica suponía que los átomos y las moléculas podían absorber o emitir cualquier cantidad de energía, ya que en el mundo macroscópico la energía se percibe como un continuo. Por ejemplo, cuando un coche que se mueve inicialmente a 60 km/h frena de manera uniforme, su energía cinética va disminuyendo paulatinamente con el decremento de la velocidad hasta que se detiene y su energía cinética es cero. En este caso, de acuerdo con las ecuaciones de movimiento, es posible, dependiendo del tiempo transcurrido, que el coche adquiera cualquier valor de energía entre la energía inicial y su valor final. Esta percepción de continuidad se debe a que los paquetes de energía son tan pequeños que, a nivel macroscópico no podemos medirlos, y entonces percibimos a la energía como un continuo; sin embargo, a nivel atómico se manifiesta el carácter discreto de la energía y es posible medir los “cuantos” al emitir o absorber energía radiante.

Como cualquier onda electromagnética (la luz por ejemplo) posee una frecuencia devibración, Planck propuso que el “paquete mínimo de energía” para una onda electromagnética con frecuencia υ se puede calcular mediante la ecuación:

E = h υ (1)

DondeEeslaenergíadelcuantomínimo,heslaconstantedePlanck(h=6.6256x10– 34 joules·segundo) y υ es la frecuencia de la luz que se emite o absorbe, expresada en s–1.

Comovemos,elvalordehestanpequeñoquesólolopodemosobservaranivelatómico.En el caso de las ondas electromagnéticas como la luz visible, los rayos infrarrojos, los rayos

ultravioleta, etc., la velocidad de propagación en el vacío es de 3 × 108 m/s; y la frecuencia y la longitud de onda λ se relacionan mediante la ecuación (2):

c = λ · υ (2)

Símbolo

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Empleando la ecuación (2) podemos expresar la ecuación de Planck (1) como:

E = h · c/ λ (3)

Y despejando λ [m] de la ecuación (3):

λ = h · c/E (4)

Ejemplo.¿Cuáleselcuantodeenergíamínimodelaluzamarillaconlongituddeondade586nm?

1nm = 10– 9 mλ = 5.86 × 10– 7 mh = 6.6256 × 10– 34j∙sc = 3 × 10 8 m/sde la ecuación 3 se obtiene:

E = × ⋅ ×× = ×−

−−( . /

..

6 6256 10 3 105 86 10

3 392 1034 8

719J s)( m s)

mJ

Ejercicio 2

1. Identifica el enunciado verdadero que indique la localización de las partículas subatómicas llamadas protón, neutrón y electrón en el átomo:a) Neutrón (vecindad del núcleo), protón (núcleo), electrón (vecindad del núcleo).b) Neutrón (núcleo), protón (núcleo), electrón (núcleo).c) Neutrón (núcleo), protón (núcleo), electrón (vecindad del núcleo).d) Neutrón (vecindad del núcleo), protón (vecindad del núcleo), electrón (núcleo).

2. Relaciona las siguientes columnas:a) Número atómico. ( ) 1. Partícula nuclear con carga positiva.

b) Electrón. ( ) 2. Suma de protones y neutrones.

c) Protón. ( ) 3. Partícula nuclear sin carga eléctrica.

d) Neutrón. ( ) 4. Partícula con carga negativa.

e) Número de masa. ( ) 5. Número de protones en el núcleo.

3. Escribe cinco características del átomo nuclear.

4. ¿Cuálserálalongituddeondadeunaradiaciónelectromagnéticacuyocuantomínimodeenergía es 7.8 × 10 – 19J?

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5. La cuantización de la energía se refiere a que:a) La energía absorbida o liberada por un átomo puede tomar cualquier valor.b) La energía contenida en un átomo es continua.c) Al transmitirse la energía puede tomar cualquier valor.d) La energía se absorbe o se libera en forma de “paquetes”, por lo que es discontinua.

6. Indica cuál de los dos colores, entre el rojo o el violeta (luz visible), tiene mayor energía. Utiliza la ecuación de Planck (E = h υ)einvestigalosdatosquetehacenfalta.Consultalabibliografía sugerida.

Modelo atómico de Bohr

Niels Bohr, científico danés, aplicó los principios de la cuantización de energía a nivel microscópico. Propuso un modelo atómico nuclear para el átomo de hidrógeno donde su electrón se mueve en una órbita circular definida alrededor del núcleo y la energía del electrón permanece constante (además al absorber o emitir energía, éste ocupa órbitas de radio y energía definidas). El modelo atómico de Bohr postula que:

• El electrón del átomo de hidrógeno se mueve en una órbita cercana al núcleo y por lo tanto alrededor del protón. La energía de esta órbita se conoce como estado basal (figura 2.6) y al moverse no puede tener cualquier valor de energía, ya que existen órbitas con diferentes distancias y energía; de hecho, cada órbita posee estados de energía únicos y son identificadas por el número cuántico principal (números consecutivos iniciando por 1 o por letras sucesivas de K, L, M, N, O, P, Q que definen las diferentes órbitas permitidas). Ver figura 2.7.

K

n = 1

núcleo

Niveles de energía electrónicos

Al explicar el modelo atómico del hidrógeno, Bohr afirmó que la materia absorbe o emite energía solamente en valores determinados de acuerdo con la órbita permitida en la que se encuentre su electrón, por lo que:

• Cuandoelátomodehidrógenoseencuentraaislado,elelectrónsemueveenunaórbitadenominada K, la cual se caracteriza por tener un número cuántico principal n = 1. A este estado sin excitación energética se le llama estado basal.

• Un electrón en un átomo, si no absorbe o emite energía, se mantiene indefinidamente en la órbita original (estado de energía permitido).

• Si un electrón absorbe energía radiante pasa de su órbita original (estado de energía permitido) a otra órbita de mayor energía.

• El átomo puede emitir energía radiante (luz visible por ejemplo) cuando un electrón pasa de una órbita de mayor energía a otra de menor energía.

• En resumen, el electrón del átomo de hidrógeno, se mueve en torno al núcleo y puede ocupar otras órbitas definidas, es decir, otros niveles energéticos cuantizados (figura 2.7).

Figura 2.6 Representación del

modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno

en estado basal (órbita más

cercana al núcleo).

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• Mientras el electrón se mueve en un mismo nivel energético, no emite ni absorbe energía.

• Las órbitas permitidas para el electrón, se identifican con los valores de “n”, o número cuántico principal; para el hidrógeno van de n = 1 a n = 7. También se denominan con letras mayúsculas del alfabeto y van de la capa K hasta la capa Q.

Q

N

K

núcleo

n=7n=6n=5n=4n=3n=2n=1

LM

PO

Aumento de E

Combinandolosconceptosdelafísicaclásicaylateoríacuántica,Bohrcalculóenfuncióndel número cuántico n, para el átomo de hidrógeno, los radios de las órbitas y la energía de cada una de ellas; en la tabla 2.1 se muestran estos valores.

Número cuántico principal

nRadio de la órbita

r (m)Energía permitida

E (joules)

1 5.29 × 10– 11 2.177 × 10– 18

2 2.117 × 10– 10 5.443 × 10– 19

3 4.763 × 10– 10 2.419 × 10– 19

4 8.467 × 10– 10 1.360 × 10– 19

5 1.323 × 10– 9 8.704 × 10– 20

6 1.905 × 10– 9 6.048 × 10 –20

El modelo atómico de Bohr tuvo aceptación en el año de 1913, ya que justificó de manera

acertada las líneas que aparecen en el espectro de emisión del hidrógeno, para lo cual sugirió que los electrones en los átomos absorben energía únicamente en cantidades definidas, de las cuales la más pequeña es el cuanto de energía.

Bohr explicó que cuando un átomo de hidrógeno es excitado con una fuente de energía externa, su electrón “salta” a un nivel de energía superior (pasa a una órbita con número cuántico mayor); en el caso contrario, cuando un electrón regresa a un nivel de energía menor (órbita más cercana al núcleo), desprende energía en forma de una radiación electromagnética, cuya frecuencia corresponde a la diferencia de energía entre los niveles considerados.

Ef –Ei = h υ (5)

DondeEf es la energía correspondiente a la órbita hacia donde “salta” el electrón y Ei es aquella en la que estaba originalmente.

Las líneas asociadas con la región del espectro correspondiente a la luz visible se explican con el regreso de los electrones desde órbitas superiores hacia aquella con número cuántico principal igual a dos (n = 2).

Figura 2.7 Órbitas electrónicas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Tabla 2.1 Valores permitidos de los radios de las órbitas y la energías correspondientes.

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Ejemplo

El espectro de emisión del átomo de hidrógeno muestra una línea en color azul de la región visible, con una longitud de onda de 487 nm. Utilizando la información de la tabla 2.1, demostrar que esta línea es debida al regreso del electrón de la órbita n = 4 a la órbita n = 2.

1nm = 10– 9 mλ = 487 nm = 4.87 x 10– 7 m h = 6.6256 x 10– 34 joules-segundoc = 3 x 10 8 m/s

Deacuerdoconlatabla2.1

Ef = E2 = 5.443 x 10 –19 joulesEi = E4 = 1.36 x 10 – 19 joules

Recordando (5) que Ef –Ei = h υ tenemos que

υ = Ef – Ei / h

υ υ = − = × − ××

− −−

E Eh

joules joulesjou

f i 5 443 10 1 36 106 6256 10

19 19

34

. .. lles s

s⋅ = × −6 162 1014 1.

Recordando (2) que: c = λ · υ

λ = c/ υ λ = 3 x 108 m/s/ 6.162 x 10 14 s– 1 = 4.87 x 10– 7 m = 487 nm

Dentrodelmodelopropuesto,Bohrdeterminóelnúmeromáximodeelectronesporcadaórbita permitida y tal cantidad se calcula con 2n2, donde n es el valor del número cuántico principal. Las poblaciones electrónicas máximas por nivel se observan en la tabla 2.2.

Número cuántico principal

Órbitas permitidas

Número máximo de electrones

2n2

1 K 2

2 L 8

3 M 18

4 N 32

5 O 50

6 P 72

Distribución de electrones por capa de los elementos representativos

A continuación se explica la distribución electrónica con ayuda gráfica de la tabla 2.3, en la cual podemos observar, enlistados por columnas, los datos que identifican a cada uno de los elementos de la tabla periódica, conocidos como representativos. Estos datos son el número atómico, el grupo al que pertenecen, el símbolo del elemento y las órbitas que contiene el átomo. Se puede encontrar en la tabla el número de electrones distribuidos en cada órbita.

Tabla 2.2Número

máximo de electrones por

órbita.

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Así, la primera capa K, con espacio para 2 electrones, se llena paulatinamente con los elementos H (con un electrón) y He (con dos electrones).

LoselementosLi,Be,B,C,N,O,FyNecompletanlacapaL(8electrones);delNaalArse inicia el llenado de la capa M hasta llegar a 8 electrones, lugar donde vuelve a aparecer un gas noble Ar, mientras que el potasio con 19 electrones en lugar de ocupar el sitio del 9° electrón en lacapaMinicialacapaNyelCaconnúmeroatómico20completa2electronesenlamismacapa.DespuéssecompletalacapaMcon18alentrarlos10elementosdetransición(ScaZn),mientras que la capa N llega a 8 electrones, después de la primera serie de metales de transición conlosseiselementosGa–Kr(gasnoble).

Si localizamos los gases nobles restantes, todos ellos muestran 8 electrones externos, y dado que los gases nobles son poco reactivos, implica que hay una estabilización de la energía cuando existen 8 electrones externos.

ConsiderandoqueenelmodelodeBohrlosgasesnoblesconbajareactividadmostrabanestabilidad,LewisyKosselpropusieronunmodeloatómicoenelcualloselementoscon8electronesexternos eran sumamente estables, correspondiendo a la familia de elementos denominados gases nobles (Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), con la necesidad de incluir al helio que sólo tiene dos electrones externos, ya que es el elemento donde se termina el primer nivel de energía.

Demanerasimilaralacapaanterior,loselementosRbySrocupanlacapaOconunoydoselectrones respectivamente. Los 18 electrones de la capa N se completan con los diez elementos delasegundaseriedetransición(deY–Cd).Tambiénsecompletanlosochoelectronesdelacapa O con los elementos In –Xe.

SeinicialacapaPcon1y2electronesenCsyBa,ylacapaNcompleta32conlaentradadelos14elementosdelafamiliadeloslantánidosCe–Lu.LacapaOcompleta18electronescon la entrada de los 10 elementos de la tercera serie de transición La y de Hf a Hg; la capa P completa ocho electrones con los elementos Tl a Rn.

Los elementos Fr y Ra inician la capa Q con uno y dos electrones, después entran los 14 elementos de la familia de los actínidos Th-Lr, llegando a 32 electrones la capa O y 18 electrones en la capa P por los elementos de la cuarta serie de elementos de transición, que está incompleta.

Del proceso descrito se desprenden puntos importantes en la ocupación de las capaselectrónicas:

• Los gases nobles, exceptuando el Helio, poseen 8 electrones externos, estructura electrónica que les da estabilidad química.

• Para completar el número de electrones máximo, por ejemplo 18 en la capa M después de completar 8 (Ar), aparecen los diez elementos de transición de la primera serie.

• En el caso de la capa N, con 32 electrones como máximo, primero se estabiliza en 8 con un gas noble Kr, después llega 18 con los diez elementos de la segunda serie de transición, y sólo alcanza los 32 como máximo cuando entran los 14 elementos de la familia de los lantánidos.

• La capa O primero se estabiliza con gas noble Xe, después llega a 18 con la entrada de los diez elementos de transición de la segunda serie y posteriormente llega a 32 cuando entran los 14 elementos de la familia de los actínidos.

• La capa P llega a 8 con el gas noble Rn, y después debería llegar a 18 con la cuarta serie de transición que se encuentra incompleta.

En cuanto a la forma como están distribuidos los electrones en los elementos de transición y en los de tierras raras, el modelo de Bohr no es una herramienta adecuada, debido a que en estos elementos el concepto de electrones externos no se encuentra definido, ya que hay electrones pertenecientes a dos capas diferentes.

u

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2

Química

52

Coniguración electrónica por capas de elementos representativos

Z Grupo Símbolo K L M N O P Q Capas

1 1(I A) H 12 18(VIII) He 2 3 1(IA) Li 2 14 2(IIA) Be 2 25 13(IIIA) B 2 36 14(IVA) C 2 47 15(VA) N 2 58 16(VIA) O 2 69 17(VIIA) F 2 710 18(VIIIA) Ne 2 8 11 1(IA) Na 2 8 112 2(IIA) Mg 2 8 213 13(IIIA) Al 2 8 314 14(IVA) Si 2 8 415 15(VA) P 2 8 516 16(VIA) Si 2 8 617 17(VIIA) Cl 2 8 718 18(VIIIA) Ar 2 8 8 19 1(IA) K 2 8 8 1

20 2(IIA) Ca 2 8 8 2

21- 30 1a serie de transición

31 13(IIIA) Ga 2 8 18 3

32 14(IVA) Ge 2 8 18 4

33 15(VA) As 2 8 18 5

34 16(VIA) Se 2 8 18 6

35 17(VIIA) Br 2 8 18 7

36 18(VIIIA) Kr 2 8 18 8 37 1(IA) Rb 2 8 18 8 1

38 2(IIA) Sr 2 8 18 8 2

39-48 2a serie de transición

49 13(IIIA) In 2 8 18 18 3

50 14(IVA) Sn 2 8 18 18 4

51 15(VA) Sb 2 8 18 18 5

523 16(VIA) Te 2 8 18 18 6

53 17(VIIA) In 2 8 18 18 7

54 18(VIIIA) Xe 2 8 18 18 8

55 1(IA) Cs 2 8 18 18 8 1

56 2(IIA) Ba 2 8 18 18 8 2

58-71

72 a 80Lantánidos

3ª serie de transición

81 13(IIIA) Tl 2 8 18 32 18 3

82 14(IVA) Pb 2 8 18 32 18 4

83 15(VA) Bi 2 8 18 32 18 5

84 16(VIA) Po 2 8 18 32 18 6

85 17(VIIA) At 2 8 18 32 18 7

86 18(VIIIA) Rn 2 8 18 32 18 8

Tabla 2.3

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i

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a

d

2

Átomos y moléculas

53

Z Grupo Símbolo K L M N O P Q Capas

87 1(IA) Fr 2 8 18 32 18 8 1

88 2(IIA) Ra 2 8 18 32 18 8 2

90 -103 104-116

Actínidos4ª serie de transición

(incompleta)

113 13(IIIA) ¿? 2 8 18 32 32 18 3

114 14(IVA) Uuq 2 8 18 32 32 18 4

115 15(VA) ¿? 2 8 18 32 32 18 5

116 16(VIA) Uuh 2 8 18 32 32 18 6

117 17(VIIA) ¿? 2 8 18 32 32 18 7

118 18(VIIIA) Uuo 2 8 18 32 32 18 8

Nota: la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) aún no reconoce los elementos con Z = 114, 116, y 118 (enero 2008), aunque se ha reportado su existencia. Los elementos con Z = 113, 115, y 117 no se han descubierto.

Ejercicio 3

1. El espectro de emisión del hidrógeno muestra una línea de color violeta con una longitud de onda de aproximadamente 410 nm ¿a qué salto entre órbitas puede atribuirse esta emisión deluzvisible?

2. EnelmodeloatómicodeBohr,¿quéesunniveldeenergía?

3. DescribedoscaracterísticasmásimportantesdelmodelodeBohr.

4. Indica dos diferencias entre los conceptos de absorción y emisión de energía en el modelo del átomo de hidrógeno de Bohr y los principios establecidos en la física clásica.

5. Calculalalongituddeonda,ennanómetros,delaenergíaemitidaporunátomodehidrógenocuando su electrón que se encuentra en el nivel de energía n = 6 regresa a la órbita n= 1.

6. ¿En qué nivel de energía se encontraba un electrón que al regresar al nivel n = 2 emite una energíaconlongituddeondade433.7nanómetros?

7. Si descubriéramos un elemento con número atómico 120, ¿cuál sería su configuración electrónicaencapas?

Importancia de los electrones externos

Al revisar la tabla 2.3 podemos anotar lo siguiente para los elementos pertenecientes al bloque de elementos representativos:

a) Los elementos que pertenecen al mismo grupo o familia tienen el mismo número de electrones externos, llamados electrones de valencia, que corresponden al número de grupo.

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a

d

2

Química

54

b) Los elementos de la familia VIII A, exceptuando el helio, tienen 8 electrones externos y esta estructura se considera estable debido a la poca reactividad química de los elementos de esta familia.

c) Los metales alcalinos pertenecen al grupo I A y poseen 1 electrón externo.d) Los halógenos pertenecen al grupo VII A y tienen 7 electrones en su capa de valencia.

A continuación se muestran las tablas 2.4, 2.5 y 2.6 con las configuraciones de los grupos VIII A o gases nobles, los metales alcalinos que pertenecen a la familia I A y la familia de los halógenos cuyo grupo es el VII A, respectivamente.

Configuraciónelectrónicaporcapasdelosgasesnobles

Núm. de electrones en las capas

Z Grupo Símbolo K L M N O P Q2 18(VIII A) He 2

10 18(VIII A) Ne 2 818 18(VIII A) Ar 2 8 836 18(VIII A) Kr 2 8 18 854 18(VIII A) Xe 2 8 18 18 886 18(VIII A) Rn 2 8 18 32 18 8118 18(VIIIA) Uuo 2 8 18 32 32 18 8

Configuraciónelectrónicaporcapasdelosmetalesalcalinos

Núm. de electrones en las capasZ Grupo Símbolo K L M N O P Q3 1(I A) Li 2 111 1(I A) Na 2 8 119 1(I A) K 2 8 8 137 1(I A) Rb 2 8 18 8 155 1(I A) Cs 2 8 18 18 8 187 1(I A) Fr 2 8 18 32 18 8 1

Configuraciónelectrónicaporcapasdeloshalógenos

Núm. de electrones en las capasZ Grupo Símbolo K L M N O P Q9 17(VII A) F 2 717 17(VII A) Cl 2 8 735 17(VII A) Br 2 8 18 753 17(VII A) I 2 8 18 18 785 17(VII A) At 2 8 18 32 18 7

Demaneragráfica,encadaunadelastablassedistinguenloselectronesexternosporqueseencuentran al final de cada renglón y se escriben en “negritas”.

Demanerapreliminarnospodríamospreguntar,¿porquéloselementosreaccionanentresíparaformarcompuestos?

Es evidente que la familia de los gases nobles tiene una estructura electrónica que muestra gran estabilidad debido a que es muy difícil hacerlos reaccionar con otros elementos, por lo que en1920LewisyKosselafirmaronque“loselementosquímicosreaccionanentresíconobjetode tener 8 electrones en su capa más externa”.

Tabla 2.4

Tabla 2.5

Tabla 2.6

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2

Átomos y moléculas

55

Combinación de átomos y formación de moléculas

Al observar las tablas 2.5 y 2.6 vemos que a los metales alcalinos les sobra un electrón para tener ocho electrones en su capa externa y a los halógenos les falta un electrón para adquirir la configuración del gas noble más cercano, por lo tanto, cuando interactúan un metal alcalino y un halógeno, se lleva a cabo una transferencia de electrones: para que se estabilicen, el átomo del alcalino cede un electrón y el átomo del halógeno lo acepta. Por ejemplo, si hacemos interactuar el sodio (metal alcalino) con el cloro (halógeno), el sodio cede un electrón y adquiere la configuración del neón con una carga positiva; el cloro, al aceptar el electrón del sodio, adquiere la configuración del argón con una carga negativa, formándose un compuesto iónico conocido como cloruro de sodio, con una relación de átomos 1:1, es decir, lo podemos representar por Na+Cl–.

Demaneragráficasemuestraenlafigura2.8:

Na +

Capa# Elect

K2

L8

M1

Capa# Elect

K2

L8

M7

Clxx

xx

xxx Cl

xx

xx

xxxNa +

+

Capa# Elect

K2

L8

Capa# Elect

K2

L8

M8

Cuandodoselementosqueseponenencontactotienencuatroomáselectronesexternos,laforma de completar el octeto no es mediante transferencia, sino por compartición de electrones, por ejemplo, si hacemos reaccionar al carbono del grupo IV A (cuatro electrones externos) con el oxígeno del grupo VI A (seis electrones externos), tenemos que al carbono le faltan cuatro para completar su octeto y al oxígeno sólo dos. Para lograr esto, cada átomo de oxígeno comparte dos del átomo de carbono para completar 8; el carbono requiere compartir cuatro, por lo cual, se requieren dos átomos de oxígeno para que ambos adquieran su configuración de gas noble (octeto). Ver figura 2.9.

x Electrones

de oxígeno

Electrones

de carbono

O C Oxx

x x

xx

x x

xx

xx

El tema de enlace químico será tratado con amplitud en la unidad 4 de este libro.

Combinación de átomos del mismo elemento

DeacuerdoconelmodelodeLewisyKossel,cuandolosátomosdeloselementosquímicosno tienen 8 electrones externos, son estructuras inestables que pueden combinarse con otros átomos del mismo elemento para estabilizarse, formando elementos moleculares.

Revisaremos algunos ejemplos de este tipo de moléculas, en las cuales la estabilización se produce al combinarse y compartir electrones para adquirir la configuración de un gas noble, por ejemplo, el hidrógeno gaseoso, que es el elemento más abundante en el universo y que también se encuentra en las partes altas de la atmósfera terrestre como molécula diatómica H2, lo mismo que los gases oxígeno y nitrógeno presentes en el aire como O2 y N2.

Figura 2.8 Formación del enlace iónico entre los átomos de sodio y cloro. Debajo de cada especie se muestra la coniguración electrónica por capas para cada especie.

Figura 2.9 Representación del compuesto formado por 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno. Observa que cada átomo tiene los electrones correspondientes a su grupo y todos los átomos completan su octeto compartiendo electrones.

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Química

56

En la figura 2.9 se muestran las moléculas H2, N2 y O2 donde se puede observar la estabilización por la compartición de electrones.

H

Molécula H2

Hxx O

Molécula O2

Oxx

xxx

xx

xx

xxx N

Molécula N2

Nxx

xxx xxx

xx

Modelos moleculares

Con objeto de poder visualizar lasmoléculas que por su tamaño son invisibles, se utilizanrepresentaciones gráficas para representar átomos y moléculas, por ejemplo, como se ha mencionado, varios elementos químicos en estado natural, se encuentran en forma de moléculas constituidas por dos átomos. Entre ellos, el elemento más abundante del Universo: el hidrógeno (H2); los principales componentes del aire: el nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2), así como los halógenos: flúor (F2),cloro(Cl2), bromo (Br2) y yodo (I2). En todas estas fórmulas el subíndice 2 indica el número de átomos presentes en la molécula y pueden ser representadas por esferas juntas con diámetro proporcional a sus dimensiones (Figura 2.11).

I2

Br2

Cl2

N2

O2

F2

H2

Algunos elementos pueden formar moléculas poliatómicas, por ejemplo: el oxígeno que puede estar en forma de ozono (O3), el cual es una forma alotrópica del oxígeno. El azufre, el cual se encuentra formado por moléculas con ocho átomos (S8) unidos en forma de anillo. La molécula de fósforo está constituida de cuatro átomos unidos en forma de tetraedro. Estas estructuras se muestran en la figura 2.12.

O3 P

4

S8

En los compuestos químicos están presentes átomos de dos o más elementos. Se pueden clasificar en dos tipos: compuestos moleculares (formados por moléculas) y compuestos iónicos (formados por iones). Si al formarse un compuesto hay pérdida o ganancia de electrones entre los átomos participantes, las sustancias son iónicas; cuando sólo hay compartición de electrones, los compuestos son moleculares.

Figura 2.10 a) Molécula de hidrógeno con

coniguración semejante al He

b) Molécula de oxígeno con coniguración

semejante al Ne c) Molécula de nitrógeno

con coniguración semejante al neón.

Figura 2.11 Representación

de elementos en forma de

moléculas diatómicas.

Figura 2.12 Representación

de elementos en forma de

moléculas poliatómicas.

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Átomos y moléculas

57

En la formación de moléculas participan átomos no metálicos que comparten uno o más de sus electrones de valencia. Ejemplos: H2O (agua), NH3(amoníaco),CO2 (bióxido de carbono), C2H6O(alcoholetílico)yC12H22O11(azúcar).

O

HH

N

H

H

H

O OC

H

O

C

H

H

C

H

H

HO

H CH2OH

CH2OH

CH2OH

OH

H

HOO

OH

H

OH

HOH

H

OH

H

H

La estructura de las moléculas puede ser tan sencilla como la de los compuestos anteriores, o más compleja como la que se representa en la figura 2.14, en la que cada punto representa un átomo y cada línea un enlace. Las moléculas de algunas proteínas y otros biopolímeros están constituidas por miles de átomos.

Los compuestos iónicos se forman cuando se unen iones electropositivos (de metales) con iones electronegativos (de no metales). Son compuestos constituidos por una agrupación de iones, en la que no es posible identificar una interacción a corto o mediano alcance entre éstos. La fórmula de los compuestos iónicos sólo indica la proporción en que ellos se encuentran y no corresponde a una molécula finita.

Ejemplos:NaCl(saldemesa,suestructurasemuestraenlafigura2.15),CaF2 (fluoruro de calcio, contenido en las pastas de dientes), NaOH (hidróxido de sodio, contenido en los limpiadores de estufasyhornos),NaHCO3 (bicarbonato de sodio, contenido en algunas pastillas de antiácidos).

Na+

Cl–

Figura 2.13 Representación de moléculas discretas: agua H

2O, amoníaco

NH3, bióxido de

carbono CO2, etanol

CH3 – CH

2 – OH y

sacarosa C12

,H22

O11

.

Figura 2.14 Estructura de un biopolímero.

Figura 2.15. Estructura de NaCl (compuesto iónico).

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Química

58

Si se ponen en contacto dos o más metales, sus átomos no llevan a cabo enlaces que permitan suponer que se formó una nueva sustancia; se trata de una mezcla que puede ser perfectamente homogénea y tener apariencia de un metal diferente a los originales, pero éstos no han perdido sus propiedades. Esas mezclas se denominan aleaciones.

Ejercicio 4

1. Utilizandolatabla2.3yelmodelodeLewisyKosselidentificaeltipodeenlacequepuededarse entre los elementos 1 y 2 y completa la siguiente tabla.

Elemento 1 Elemento 2Fórmula del

compuesto iónico

Fórmula del compuesto molecular

Aleación

Plata + OroPotasio + CloroOro + CobreBario + OxígenoCalcio + AzufreSodio + FlúorOxígeno + HidrógenoSilicio + OxígenoCarbono + OxígenoCarbono + HidrógenoAluminio + CromoNitrógeno + OxígenoFósforo + Cloro

2. Desarrolla laestructuraelectrónicaporcapasde loselementos:fósforo,criptón,potasio,

bario y yodo. Indica, de acuerdo con dicha configuración, en qué grupo y periodo de la tabla periódica se encuentra cada uno. Utiliza la tabla 2.3.

3. Discutelaposibilidaddeencontraralosgasesnoblescomomoléculasdiatómicas.

Ejercicios finales

1. Definecontuspropiaspalabraslossiguientesconceptos: Número atómico, símbolo, peso atómico, metales, no metales, metaloides, valencia, ion,

isótopo, grupo o familia, tabla periódica.

2. EscribetrespostuladosdelateoríaatómicadeDaltonenrelaciónconloselementosytrespostulados en relación con los compuestos.

3. Investiga y describe brevemente el experimento que realizó Thomson cuando descubrió los rayos catódicos; acompaña tu investigación con un esquema explicativo, consulta la bibliografía sugerida.

4. MuestraenunesquemaelmodeloatómicodeBohr.¿Cuántoselectronescomomáximopuedenexistirencadaunadelasórbitas?

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Átomos y moléculas

59

5. ¿Cuálessonlaspropiedadesdecarga,masayubicacióndelaspartículassubatómicas?

Partícula Carga (coulombs) Masa (kg) Ubicación

Electrón

Protón

Neutrón

6. Indica el número de protones, neutrones y electrones en:a) El átomo neutro de K.b)ElátomoneutrodeCl.c) El ion sodio K+.d)ElioncloruroCl–.

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Química

60

Respuestas de los ejercicios

Ejercicio 1

1. c) 3. a) 4. a) (2) b) (1) c) (4) d) (3)5. d)6. b)8. c)

Ejercicio 2

1. c)2. a) (5) b) (4) c) (1) d) (3) e) (2)5. d)