Curso QuíMica 2008 Parte 01

04/12/23 09:12 AM José Mariano Cárdenas Méndez 1

José Mariano Cárdenas MéndezVersión 2008


ContenidoEvolución del concepto de átomo*Antigua Grecia (4)*Modelo atómico de Dalton (5)*Modelo atómico de Thomson (10)*Modelo atómico de Rutherford (12)*Modelo atómico de Bohr (15)

Características del átomo (20)

Configuración electrónica (31)

Tabla Periódica de los Elementos (44)

Memoranda (53)

Bibliografía (54)


Evolución del concepto de átomo

• Antigua Grecia

Hacia los siglos tercero y primero a. C. algunos pensadores griegos como Demócrito, Epicuro y Lucrecio, creían que la materia estaba formada por partículas indivisibles e indestructibles llamadas átomos.

La palabra átomo se deriva del griego άτομον que literalmente significa “sin cortar”, es decir indivisible


Modelo atómico de John Dalton

John Dalton (1766-1844)

Nació en Eaglesfield,

Inglaterra

A principios del siglo XIX

formuló su modelo atómico


Modelo atómico de Dalton

• La materia se compone de partículas muy pequeñas llamadas átomos

• Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí

• Diferentes elementos están hechos de diferentes átomos



• Los compuestos se forman por la combinación de dos o más átomos de diferentes elementos

• Los átomos son indivisibles y conservan sus propiedades

• En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas simples



John Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos de los diferentes elementos (conocidos en aquella época):



¿Cuáles fueron las representaciones de Dalton para el agua y el monóxido de carbono?


Modelo atómico de J. J. Thomson

Joseph John Thomson (1856-1940)

Nació en Lancashire,

Inglaterra

A finales del siglo XIX

descubrió el electrón


Modelo atómico de Thomson

• “El átomo está constituido de una esfera con carga positiva uniforme dentro de la cual se encuentran inmersos electrones, de tal forma que el átomo es eléctricamente neutro”

Pudín de pasas

http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Plum_pudding_atom.svg


Modelo atómico de Ernest Rutherford

Ernest Rutherford (1871-1937)

Nació en Nueva Zelanda

A principios del siglo XX

propone su modelo atómico


Modelo atómico de Rutherford

• La carga positiva del átomo se coloca en su centro

• Asimismo, en el centro está la mayor parte de la masa del átomo

• De esta forma nace el concepto de núcleo atómico


Modelo atómico de Rutherford

• Los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo del átomo, así como los planetas giran alrededor del Sol

Modelo atómico planetario


Modelo atómico de Niels Bohr

Niels Bohr (1885-1962)

Nació en Copenhage,

Dinamarca

Su modelo atómico

le hizo merecedor del

Premio Nobel de Física en 1922


Modelo atómico de Bohr

• Las órbitas electrónicas son niveles con valores enteros (n=1, n=2, n=3, etc.)

• No puede haber niveles intermedios

• Cuando un electrón “salta” de un nivel superior a un nivel inferior, libera energía en forma de fotones

• Para que un electrón “salte” de un nivel inferior a un nivel superior necesita absorber energía


Modelo atómico de Bohr


• Posteriormente se descubrió nuevas partículas en el núcleo:

• Protón: partícula cargada positivamente• Neutrón: partícula sin carga

• De esta forma se supo que el átomo está constituido por un núcleo, en el cual hay protones y neutrones; también está constituido por electrones que giran alrededor del núcleo


Características del átomo

• El átomo se define como la unidad más pequeña de un elemento y está formado por:

• Electrones: partículas con carga -1 (negativa) y masa de 9.1 ×10-31 kg, se encuentran alrededor del núcleo

• Protones: partículas con carga +1 (positiva) y masa de 1.672 ×10-27 kg, se encuentran en el interior del núcleo

• Neutrones: partículas sin carga y masa de 1.674 ×10-27 kg, se encuentran en el interior del núcleo



• El número atómico (Z) es el número de protones que hay en el átomo

• El número de electrones en un átomo es igual a su número de protones

• El número de masa es la suma de los protones y neutrones del núcleo de un átomo

• Estos tres números siempre son números enteros



Por ejemplo: el átomo del elemento helio (He) tiene dos protones y dos neutrones en su núcleo, de esta información se sabe que:

• El número atómico del He es 2 (dos protones) Z = 2• El número de masa del He es 2 + 2 = 4 (protones + neutrones)• El helio tiene dos electrones alrededor del núcleo



• Otros ejemplos:



• El número de protones de un átomo de determinado elemento es siempre el mismo, es decir, ES INVARIABLE. Por ejemplo, todos los átomos de helio tienen dos protones en su núcleo, todos los átomos de carbono tienen seis protones en su núcleo, etc.



• Sin embargo el número de neutrones SÍ PUEDE VARIAR.

• Por ejemplo, se dijo que todos los átomos de carbono tienen seis (y nada más seis) protones en su núcleo, Z = 6.

• Sin embargo hay átomos de carbono que tienen seis neutrones en su núcleo (carbono-12), hay otros átomos de carbono que tienen siete neutrones (carbono-13) y otros que tienen ocho neutrones (carbono-14)



• Los átomos que tienen el mismo número de protones (mismo número atómico), pero diferente número de neutrones (diferente número de masa), se denominan ISÓTOPOS



• Por ejemplo: el hidrógeno tiene tres isótopos, el hidrógeno-1, el hidrógeno-2 (llamado deuterio) y el hidrógeno-3 (denominado tritio)

• El hidrógeno-1 tiene un protón y cero neutrones (más del 99% del hidrógeno existente es hidrógeno-1)

• El hidrógeno-2 o deuterio tiene un protón y un neutrón

• El hidrógeno-3 o tritio tiene un protón y dos neutrones (menos del 1% del hidrógeno existente es deuterio y tritio)

• Para todos Z = 1



• Otros ejemplos de isótopos (se muestra solamente los núcleos):



• La masa atómica (o peso atómico) se define como la masa promedio de todos los isótopos naturales de los átomos de un mismo elemento

• Por eso la masa atómica son números decimales y no enteros, además la masa atómica es un número cercano al número de masa.

Ejemplos:• Masa atómica del hidrógeno: 1.00797g / mol• Masa atómica del helio: 4.0026 g / mol• Masa atómica del carbono: 12.01115 g / mol


Configuración electrónica

• Gracias a diversos estudios se pudo determinar de qué manera estaban ordenados los electrones alrededor del núcleo

• La conclusión más importante consistía en que los electrones se distribuían por determinados niveles (n=1, n=2, etc.), con la particularidad de que cada nivel contiene un número estrictamente limitado de electrones



• El número estrictamente limitado de electrones se determina con la fórmula 2n2, donde n es el nivel.

De acuerdo con esta fórmula, el número máximo de electrones en cada nivel se da en la siguiente tabla:



• Esto quiere decir que en la primera órbita cabe, como máximo, dos electrones. En la segunda órbita pueden estar ocho electrones como máximo. En la tercera órbita no cabe más de dieciocho electrones, etc.

• Por ejemplo, en el neón, cuyo número atómico es 10 (tiene 10 protones), y por lo tanto tiene 10 electrones, los electrones se distribuyen de la siguiente manera:

NeónNivel 1: máximo 2 electronesNivel 2: máximo 8 electronesTotal de electrones: 10



• Posteriormente, se supo que existen subniveles electrónicos; esto quiere decir que cada nivel, a su vez, está compuesto de otros niveles.

• Estos subniveles se denominan orbitales, y se

denotan como s, p, d, f

• También se supo que los electrones se acomodan por pares (están apareados)



• El orbital s contiene como máximo dos electrones

• El orbital p contiene como máximo seis electrones

• El orbital d contiene como máximo diez electrones

• El orbital f contiene como máximo catorce electrones

Cada flecha representa un electrón



• De esta forma, es posible anotar qué orbitales electrónicos están en los diferentes niveles

Obsérvese que se sigue cumpliendo la fórmula 2n2



• La configuración electrónica es la forma en la cual están ordenados los electrones en los niveles y subniveles del átomo

• Cada elemento tiene una configuración electrónica definida



• Sin embargo, este orden de los electrones no es lineal, sino escalonado. El orden sigue la regla de las diagonales, la cual fue propuesta por el químico mexicano Jaime Keller en 1956



• De acuerdo con las diagonales de Keller, el orden en el que se van acomodando los electrones en los elementos químicos es el siguiente:



• ¿Cómo se construye la configuración electrónica de un elemento químico?

Por ejemplo: lantano

Paso 1. Observar en una Tabla Periódica su número atómico (ver diapositiva 52). Para el lantano Z = 57

Paso 2. El lantano tiene 57 protones, entonces tiene 57 electrones



Paso 3. Acomodar los 57 electrones empleando la regla de las diagonales de Keller (ver diapositivas 38 y 39)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1

Configuración electrónica teórica del lantano Z = 57



De acuerdo a la configuración electrónica anterior, los 57 electrones del átomo del elemento lantano están acomodados de la siguiente forma (incluyendo niveles y subniveles):



• Ejemplo: Construya la configuración electrónica para los elementos del hidrógeno al neón

• Solución:

Obsérvese que los orbitales s tienen dos electrones como máximo y los orbitales p tienen seis electrones como máximo


Tabla Periódica de los Elementos

• En 1869 Dmitri Mendeleiev (1834-1907), químico ruso nacido en Siberia, hizo una de las mayores contribuciones a la química, al ordenar los elementos químicos en la Tabla Periódica de los elementos



Actualmente se conocen alrededor de 110 elementos, algunos de ellos sintetizados por el ser humano. La Tabla Periódica, en general, tiene la siguiente forma:



Un elemento se define como aquella sustancia que no puede descomponerse en sustancias más simples mediante métodos químicos ordinarios

Existen dos tipos de elementos:

No metales: carbono, oxígeno, cloro, nitrógeno, azufre, etc.

Dentro de los no metales se encuentran los metaloides, los cuales son elementos que a veces presentan propiedades metálicas (boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio, polonio y astato).

Otro grupo de los no metales son los gases nobles o gases inertes: helio, neón, argón, criptón, xenón y radón


Tabla periódica de los elementos

• Características de los no metales

• Algunos son sólidos a temperatura ambiente, como el yodo. Otros son gaseosos como el oxígeno. El único líquido es el bromo

• No tienen brillo• Los sólidos son quebradizos• Son malos conductores del calor y de la

electricidad



• El otro tipo de elementos son los metales. La mayor cantidad de los elementos en la Tabla periódica son metales. En la siguiente Tabla se muestra la cantidad de cada uno de los tipos de elementos



• Características de los metales

• Son sólidos excepto el mercurio, el cual es líquido

• Tienen brillo y reflejan la luz• Son maleables y dúctiles• Son buenos conductores del calor y de la

electricidad



• En la Tabla Periódica las columnas se denominan grupos o familias (vertical), hay 18 grupos en total; los renglones se denominan períodos (horizontal), hay siete períodos en total

• Ejemplo:

Grupo 1A

Cuarto Período



Algunos grupos de la Tabla Periódica tienen nombres especiales:

Grupo 1A: Metales alcalinos (excepto el hidrógeno)Grupo 2A: Metales alcalinotérreosGrupo 7A: HalógenosGrupo 8A: Gases nobles o inertesDel grupo 1B al VIIIB: Metales de transiciónLos dos períodos que se encuentran en la parte inferior,

aislados del resto de la Tabla, se llaman Tierras Raras. Del elemento 57 al 70 se denominan lantánidos y del 89 al 102 son actínidos



La Tabla Periódica de los elementos puede variar en cuanto a la información que contiene, algunas tablas traen sólo la información más elemental y otras tienen algunos otros datos de cada elemento (radio atómico, electronegatividad, configuración electrónica, etc.)

En cualquier Tabla Periódica se da la siguiente información, la cual es la más importante para cada uno de los elementos:


Memoranda

Aprenderse de memoria los siguientes conceptos: átomo, electrón, protón, neutrón, núcleo, número atómico, número de masa, isótopo, masa atómica, configuración electrónica, elemento y tipos de elementos.


BibliografíaChemistry. Departament of Chemistry Fundamentals Handbook: 1993

(Versión electrónica)

Cruz D., Chamizo J., Garritz A. Estructura atómica. Un enfoque químico. Addison-Wesley: 1991

Gladkov K. La energía del átomo. Ediciones en Lenguas Extranjeras: Sin fecha

Karapetiants M., Drakin S. Estructura de la sustancia. Mir-Moscú: 1979

Petriánov I., Trífonov D. La magna ley. Mir-Moscú: 1981

Rincón Arce A., Rocha León A. ABC de química. Primer curso. Herrero: 1976

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