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UNIDAD I

ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA

15/03/2011

Ing. Justiber Ibarra, Ing. Ledys Sanquiz.

INTRODUCCIÓN

El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas

y diferencias entre las propiedades químicas de los elementos. Además la mayoría de las

reacciones químicas implican una reorganización de la estructura electrónica externa de

los átomos. En la UNIDAD I iniciaremos el estudio de los modelos atómicos que permiten

conocer la distribución de los electrones en los átomos; desde el modelo de Thomson,

pasando por el modelo de Bohr hasta llegar al modelo atómico propuesto por la mecánica

cuántica, modelo que es el aceptado actualmente. Destacaremos la descripción de los

electrones a través de los números cuánticos y los orbitales electrónicos.

En esta Unidad I se tratara además un tema importante en química como lo es el

uso de La tabla periódica ya que la misma forma parte del material didáctico para

cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química, medicina e ingeniería. De la

tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento químico, en cuanto se

refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o químicas. La actual tabla

periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los

elementos químicos, tomando como base a su estructura atómica.

En la UNIDAD II se trata de desarrollar una serie de aspectos que nos permita

valorar el aporte hecho por los científicos y la importancia de la comprensión del enlace

químico en la interpretación de la estructura atómica de las sustancias, procurando así un

mejor aprovechamiento y utilidad de este conocimiento en el contexto de la ciencia, la

tecnología y la sociedad.

Al estudiar el modelo cuántico conocimos que existen condiciones que favorecen

el desprendimiento de electrones del átomo y al cotejar esta información con el

ordenamiento de los elementos de la tabla periódica reconocimos que existen grupos de

elementos que pueden lograr esto con mayor o menor facilidad. Estos conocimientos nos

serán de gran utilidad para identificar que las condiciones, bajo las cuales se dan las

uniones de los átomos, determinan el aspecto y las propiedades de las sustancias que se

forman y que estas uniones también dependerán, en gran medida, de la naturaleza

eléctrica de los elementos.

Ciertamente, con el conocimiento del enlace químico llegaremos a entender la

fundamentación de las fórmulas químicas, que nos conducirá al desarrollo del tema de las

reacciones químicas que veremos más adelante.

La elaboración de productos para satisfacer las necesidades primarias de

alimentación, vestido, calzado, habitación y transporte que tiene la sociedad; ha

permitido que el ser humano, poco a poco desarrolle prácticas o técnicas que le ayuden

a aprovechar óptimamente los recursos que la madre naturaleza ha puesto a su

disposición. Por lo anterior, a la fecha ha desarrollado una basta industria química que

se fundamenta en el conocimiento de la cantidad de insumes necesarios, que la

empresa comprara para la obtención de determinada cantidad de productos; todo esto

los químicos se encargan de resumirlo con la aplicación de los conocimientos de la

química, que corresponde concretamente a la química cuantitativa y específicamente a

la estequiometria.

Como podemos darnos cuenta definitivamente una de las ramas más importantes

de la química es la estequiometria, ya que uno de los objetivos principales de la química

es medir las substancias, la estequiometria se encarga de esto. Como definición de la

estequiometria podemos decir que es la rama de la química que se encarga de estudiar

las relaciones ponderales (de peso), masa-masa, mol-mol, masa-volumen, mol-

volumen... de las substancias que participan en una reacción química que son los

puntos que se desarrollaran en la UNIDAD III.

MODELOS ATÓMICOS:

Teoría atómica de Dalton: John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una

importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que

resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada

por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las

proporciones múltiples, realizada por él mismo). La imagen del átomo expuesta por Dalton

en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas,

indivisibles e inmutables iguales entre sí en cada elemento químico.

El modelo atómico de Thomson: Sir Joseph John Thomson (1856-1940). Físico

británico. Dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada

positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

El modelo de Rutherford: Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de

ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, Dedujo que el

átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor

de un núcleo central cargado positivamente.

El modelo atómico de Bohr: Neils Bohr (1885-1962) Propuso un nuevo modelo

atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles

bien definidos.

ESTRUCTURA ATÒMICA

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.

El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con

carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga

eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón

es aproximadamente igual a la de un neutrón. Todos los átomos de un

elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este

número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el

número atómico y se representa con la letra Z.

La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los

electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles,

giran alrededor del núcleo. Los átomos son eléctricamente neutros, debido

a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número

atómico también coincide con el número de electrones.

El Electrón

El electrón es una partícula subatómica que tiene carga negativa, su

descubrimiento deriva de los experimentos realizados con Electricidad. Además

Julius Plücker en 1859 realizó experimentos con Rayos Catódicos que consiste en

lo siguiente: Dos Electrodos se encuentran dentro de un tubo sellado de vidrio al

que se ha extraído casi completamente el aire. Cuando se aplica un Voltaje alto a

través de los electrodos, emerge un haz de rayos desde el electrodo negativo

llamado Cátodo hacia el electrodo positivo llamado Ánodo.

Estos rayos tienen naturaleza negativa, ya que son repelidos por el extremo

negativo de campos eléctricos (Cátodo) y magnéticos (Sur Magnético). En 1891

Stoney les llamó electrones. Finalmente en 1897 Joseph J. Thomson determinó la

relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos

Catódicos por los campos eléctrico y magnético.

e/m = -1.75 x 108 coulomb/gramo

En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón que resultó ser:

e = -1.602 x 10-19 Coulomb

Al contar con el valor de e/m y con el de e, fué posible obtener el valor de m (masa

del electrón) que resultó ser:

me = 9.1096 x 10-28 g

El Protón

El protón es una partícula cargada positivamente, su estudio se debe en gran

parte a Eugene Goldstein quien realizó experimentos con Rayos Catódicos en los

cuales se introdujo Hidrógeno gas a baja presión, observando la presencia de

Rayos que viajaban en dirección opuesta a los Rayos Catódicos. El llamó a estos

“Rayos Positivos” Protones. Se determinó la relación e/m para el protón

resultando ser:

e/m = +9.5791 x 104 Coulomb/g

A los protones se les asignó el símbolo H+ y se determinó que la carga del protón

es igual a la del electrón sólo que de signo contrario (+).

eH+ = +1.602 x 10-19 Coulomb

Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de:

mH+ = 1.6726 x 10-24 g

El Neutrón

En 1932 Chadwik determinó mediante el estudio de reacciones nucleares la masa

del Neutrón, el cual no posee carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de:

mn = 1.6750 x 10-24 g

n = neutrón

El núcleo

Es la parte central del átomo cargada positivamente: esta compuesto

principalmente de las partículas fundamentales llamadas protones y neutrones.

Los electrones se mueven alrededor del núcleo. El núcleo contiene la mayor parte

de la masa

NÚMERO ATÓMICO (Z)

Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo, el cual es igual a la

cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de

protones varía según el elemento.

EJEMPLO: EL Magnesio ( Mg) tiene Z= 12

NÚMERO DE MASA (A)

Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo.

A = Z + N

EJEMPLO: El Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23, por lo tanto contiene 11 protones,

11 electrones y 12 neutrones.

NÚMEROS CUÁNTICOS

La situación de los electrones, su nivel de energía y otras características se expresan

mediante los números cuánticos. Cada electrón dentro de un átomo viene identificado

por 4 números cuánticos:

Número cuántico principal: Se representa por la letra n. Nos da idea del nivel de

energía y el volumen real del orbital. Puede tomar los valores:

n=1, 2, 3, 4, ...

(K, L, M, N,...)

Número cuántico secundario o acimutal: Se representa por la letra l. Determina la

forma del orbital. Puede tomar los valores:

l=0, 1, 2, 3, ...,n-1

(s, p, d, f,...)

Número cuántico magnético: Se representa por la letra m. Nos indica la orientación

que tiene el orbital al someter el átomo a un campo magnético fuerte (efecto Zeeman).

Puede tomar los valores:

m=-l,...,0,...,+l

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más

probable de los electrones en torno al núcleo. Para distribuir los electrones en los distintos

niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas:

Principio de relleno o Aufbau: Los electrones entran en el átomo en los distintos

orbitales de energía ocupando primero los de menor energía. Para saber el orden

de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller.

En cada orbital sólo caben 2 electrones.

REGLA DE HUND

Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d, o f es

ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen

sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada

uno de estos orbitales tiene, cuando menos un electrón. Por ejemplo, el diagrama

orbital para el fósforo:

15P [Ne]

y no [Ne]

Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos los orbitales p tengan un

electrón cada uno.

EJEMPLOS:

1. Escribe la configuración electrónica del Radio (Z = 88)

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 6 s2 p6 7 s2

2. Escribe la configuración electrónica del W(Z = 74)

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 6 s2 5 d4

3. Escribe la configuración electrónica del Pu(Z = 94).

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 6 s2 p6 7 s2 5 f 6

4.- Nombre de los orbitales atómicos.

5.-Dibuje la representación de diagrama de orbitales para la configuración

electrónica del oxígeno, número atómico 8. ¿Cuántos electrones no apareados

tiene un átomo de oxígeno?

Entran dos electrones de cada uno de los orbitales 1s y 2 s, con sus espines

apareados. Esto deja cuatro electrones para los tres orbitales 2p degenerados.

Siguiendo la regla de Hund, colocamos un electrón en cada uno de los orbitales 2p

hasta tres tienen uno cada uno. El cuarto electrón se aparea entonces con uno de

los tres electrones que ya están en un orbital 2p, así que la representación es

1s 2s 2p

La configuración electrónica correspondiente se escribe 1s2 2s2 2p4. El átomo tiene dos

electrones no apareados.

TABLA PERIÓDICA

El Sistema periódico o Tabla periódica es un esquema de todos los

elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una

forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están distribuidos

en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con

números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en

columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están

identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los

elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de

los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna

o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14

elementos, llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales

y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales

y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca

de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre

de metaloides.

Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad,

son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.

No Metales:

Pobres conductores del calor y la electricidad, no

poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son

frágiles en estado sólido.

Metaloides: Poseen propiedades intermedias entre Metales y

No Metales.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten

secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento,

podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento

químico

Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos:

Estructura electrónica: Distribución de los electrones en los orbitales del átomo

Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancarle un electrón.

Electronegatividad: Mide la tendencia para atraer electrones.

Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.

Carácter metálico: Define su comportamiento metálico o no metálico.

Valencia iónica: Número de electrones que necesita ganar o perder para el

octete.

EJERCICIOS PROPUESTOS

1.- Indique el nombre, el símbolo y la configuración electrónica de los elementos

de números atómicos 12, 15, 17 y 37.

2.-Dados los elementos de números atómicos 19, 25 y 48.

a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de estos

elementos.

b) Indique el grupo y periodo al que pertenece cada uno.

3.-Ordene las siguientes serie de elementos de la forma indicada.

1) Decreciente de su energía de ionización Zr, Co, C, Sr

2) Creciente de radio atómico Sc, Si, Mn, Rb, B

3) Creciente de afinidad electrónica Re, Zn, Fr, O, Ge

4) Decreciente de electronegatividad K, As, V, S, Rb

5) Decreciente de carácter metálico Br, Cu, Sr, Cl, Fe

4.- Complete la siguiente tabla con la información requerida

Nombre

Yodo

Calcio

Símbolo

Cm

S

Grupo

Periodo

Familia

5.- Indicar los símbolos de los siguientes elementos:

a. Cálcio

f. Plata

k. Azufre

p. Bromo

u. Helio

b. Neón

g. Níquel

l. Potasio

q. Cinc

c. Aluminio

h. Radio

m. Magnesio

r. Hierro

d. Mercurio

i. Fósforo

n. Litio

s. Cloro

e. Oro

j. Nitrógeno

o. Arsénico

t. Estaño

6.- Dados los siguientes símbolos, indicar el nombre del elemento que representan:

a. Li

g. F

m. Sr

b. Be

h. Pb

n. Mn

c. Mg

i. Ca

o. C

d. O

j. B

p. Na

e. Zn

k. Al

q. Cr

f. S

l. Si

r. H

7.-¿Qué masa en uma tiene un átomo de carbono 12?

8.- En una serie de experimentos, un químico preparó tres compuestos distintos que sólo

contienen yodo y flúor ; se determinó la masa de cada elemento en cada compuesto:

(a) Calcule la masa de flúor por gramo de yodo en cada compuesto

(b) ¿Cómo apoyan la teoría atómica los resultados de la parte (a).

9.- Cuántos protones, neutrones y electrones hay en los siguientes átomos :

(a) 28 Si

(b) 60 Ni

(c)85 Rb

(d)128 Xe

(e)195 Pt

(f) 238 U