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Índice Contenido Introducción Desarrollo: Pag 3 • Intentos de clasificación de la tabla periódica 5 • Ley Periódica Moderna 7 • Qué es la tabla periódica 7 • Qué es un período en la tabla periódica 7 • Qué es un grupo en la tabla periódica 8 • Qué son propiedades periódicas 8 • Qué se entiende por valencia 9 • Que es potencial de ionización 9 • Qué es radio atómico 9 • Qué es electronegatividad 10 • Qué es afinidad electrónica 10 • Reglas para ubicar un elemento en la tabla periódica 11 • Realizar una tabla periódica moderna 12 • Qué son rayos catódicos y señale sus características 13 • Qué son rayos canales y sus características 14 • Explicar la teoría atómica de Dalton 14 • Definir el modelo atómico de Thompson 15 • Describir el modelo atómico de Rutherford 15 • Explicar el modelo atómico de Bohr 16 • Qué es una onda y explique sus características 17 1 • Qué es un espectro solar 17 • Diferentes tipos de espectro según su origen 18 • Qué son números cuánticos Conclusión Bibliografía Glosario Anexos 19 22 23 24 25 Introducción Aunque algunos elementos como el oro, plata, estaño, cobre, plomo y mercurio ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en 1669 cuando Henning Brand descubrió el fósforo. Un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante las siguientes 2 centurias, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades así como descubriendo muchos nuevos elementos. El concepto actual de elemento químico según la idea expresada por Boyle en su famosa obra The Sceptical Chymist, "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos", desarrollado posteriormente por Lavoisier en su obra Tratado elemental de Química, condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos. El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación. 1. Hacer un resumen de los primeros intentos de clasificación de la tabla periódica. Anteriormente hubo intentos de establecer un orden en los elementos conocidos en función del peso atómico a cargo de Chancourtois con su tornillo telúrico, Döbereiner y sus tríadas, Newlands con sus grupos y períodos y su ley de las octavas, mejorada por Odling, que hizo ya una clasificación más próxima a la de Mendeleiev. El interés se debía esencialmente, a que a mediados del siglo XIX, el número de elementos era tan grande que los químicos necesitaban imperiosamente encontrar alguna regla, norma o ley que impusiera orden; en definitiva, clasificar los elementos. Los avances en metalurgia y en el desarrollo del análisis químico habían permitido descubrir nuevas "tierras" (nombre en la época de los óxidos) en las minas. Pietsley y Cavendish habían aislado varias clases de aire, y Lavoiser descompuso el agua. En 1661, Robert Boyle, en su obra "El químico escéptico", había roto con las ideas iniciales de Tales, Anaximandro, Anaxímenes, Heráclito, Empédocles y Aristóteles, que habían marcado la pauta durante casi dos milenios. Fue el primer científico que cuestionó abiertamente la tradición alquimista. Rechazó la clasificación griega, por no ser capaz de explicar las combinaciones químicas, y defendió que el número de elementos, aunque limitado, tendría que ser muy superior a tres. Definió a los elementos como cuerpos primitivos y simples no formados por otros cuerpos y que componen a los otros cuerpos, los compuestos. En el siglo XVIII, Antoine−Laurent Lavoisier obtuvo pruebas experimentales que justificaron la adopción del 2 concepto del elemento de Boyle. El químico francés publicó la que puede considerarse como la primera enumeración de sustancias elementales basadas en esta definición y que, aunque incluía sustancias como la cal, la alúmina y la sílice, compuestos estables que la técnica química de la época era incapaz de descomponer, constituyó un importante punto de partida para posteriores clasificaciones. La famosa tabla que Mendeleiev publicaba en 1869 en su libro Los principios de la Química proponía una ordenación de similar aspecto a la que los químicos emplean en la actualidad. Clasificó los 60 elementos conocidos hasta entonces, predijo la existencia de otros 10 aún desconocidos, y llegó a pronosticar algunas características de los elementos aún pendientes de descubrir. Comenzó con la química de los elementos metálicos ordenándolos según su poder de combinación: metales alcalinos primero (poder de combinación de uno), los alcalinotérreos (dos), etc. Sin embargo, era difícil clasificar metales como cobre y mercurio que a veces presentaban valor 1 y otras veces 2. Mientras intentaba buscar una salida a este dilema, Mendeleiev encontró relaciones entre las propiedades y los pesos atómicos de los halógenos, los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos, concretamente en las series Cl−K−Ca, Br−Rb−Sr y I−Cs−Ba. En un esfuerzo por generalizar este comportamiento a otros elementos, creó una ficha para cada uno de los 63 elementos conocidos en la que presentaba el símbolo del elemento, su peso atómico y sus propiedades físicas y químicas características. Cuando Mendeleiev colocó las tarjetas en una mesa en orden creciente de pesos atómicos disponiéndolas como en un solitario quedó formada la tabla periódica. En 1869 desarrolló la ley periódica y publicó su trabajo Relación de las Propiedades de los Elementos y sus Pesos Atómicos. La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales. En total Mendeleiev tuvo que mover 17 elementos a nuevas posiciones para poner sus propiedades en correlación con otros elementos. Estos cambios indicaron que había errores en los pesos atómicos aceptados de algunos elementos y se rehicieron los cálculos para muchos de ellos. Sin embargo, aún después de que las correcciones fueron hechas, algunos elementos todavía necesitaron ser colocados en un orden diferente del que se deducía de sus pesos atómicos. A partir de los huecos presentes en su tabla, Mendeleiev predijo la existencia y las propiedades de elementos desconocidos que él llamó eka−aluminio, eka−boro, y eka−silicio. Más tarde se descubrieron el galio, el escandio y el germanio coincidiendo con sus predicciones. Además del hecho que la tabla de Mendeleiev se publicó antes que la de Meyers, su trabajo era más extenso, prediciendo la existencia de otros elementos no conocidos en ese momento. Fue en este momento que las personas empezaron a prestar especial atención a su tabla, hasta que empezaron a descubrirse elementos predichos por él. Con los años, el sistema de Mendeleiev se fue completando con el descubrimiento de una columna entera de elementos nuevos −los gases nobles− o la aparición de un grupo de elementos muy semejantes entre sí por sus características químicas, llamados en principio tierras raras y que acabaron integrando un grupo aparte, el de los lantánidos, y más tarde de otro semejante conocido como los actínidos. El descubrimiento de los rayos X abrió un nuevo campo de estudio. Moseley fotografió el espectro de rayos X de 12 elementos. Corrigió la Tabla con la introducción del número atómico, una cantidad que identifica el número de protones del núcleo atómico y que aumenta de forma regular al pasar de un elemento al siguiente. El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar exactamente cuántos puestos vacantes quedaban en la Tabla Periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el número atómico, en lugar del peso atómico, como principio básico de ordenación de la Tabla. El cambio eliminó muchos de los problemas 3 pendientes en la disposición de los elementos. La radiactividad entró en acción no sólo con el descubrimiento del polonio y del radio, que supuso la introducción de un nuevo concepto, el de isótopo, sino también con la fisión nuclear, que permitió obtener elementos más allá del uranio (transuránidos). La tabla periódica representa una de las ideas más extraordinarias de la ciencia moderna, ya que dio un orden a la Química y durante casi 200 años de vida, ha sabido adaptarse y madurar sin apenas variaciones. 2. Enunciar la ley periódica Moderna Es la base de la tabla periódica: En el presente siglo se descubrió que las propiedades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o carga nuclear. He aquí la verdadera Ley Periódica moderna por la cual se rige el nuevo sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos". 3. Qué es la tabla periódica Es una tabla en la que los elementos, clasificados en orden de número atómico creciente, se sitúan de manera tal que los que poseen propiedades similares se hallan cerca unos de otros. 4. ¿Qué es un período en la tabla periódica? Las filas horizontales de la Tabla Periódica son llamadas Períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca de acuerdo a su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros, hidrógeno y helio y ambos tienen solo el orbital 1s. la tabla periódica tiene 7 periodos. 5. ¿Qué es un grupo en la tabla periódica? A las columnas verticales de la Tabla Periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen características o propiedades similares entre si. Por ejemplo los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último orbital) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los Gases Nobles, los cuales tienen su último orbital lleno (regla del octeto) y por ello son todos extremadamente no−reactivos. Los grupos de la Tabla Periódica, numerados de izquierda a derecha son: Grupo 1 (IA): los metales alcalinos Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos Grupo 3 al Grupo 12: los metales de transición y metales nobles. Grupo 13 (IIIA): el grupo del boro Grupo 14 (IVA): el grupo del carbono Grupo 15 (VA): el grupo del nitrógeno Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos 4 Grupo 17 (VIIA): los halógenos Grupo 18 (Grupo 0): los gases nobles 6. ¿Qué son 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 un octeto También hay otras propiedades periódicas. Podemos enumerar: • Volumen atómico • Radio iónico • Radio atómico • Densidad • Calor específico • Calor de vaporización • Punto de ebullición • Punto de fusión • Valencia covalente • Carácter oxidante o reductor 6. ¿Qué se entiende por valencia? La valencia atómica, o valencia de un átomo es el número de electrones que están siendo compartidos por un átomo en un enlace iónico o covalente. La valencia no debe confundirse con un concepto relacionado pero algo más avanzado, el estado de oxidación. De forma aislada, un átomo o elemento químico puede describirse con sus posibles valencias, que son los números de valencia que más frecuentemente utiliza al combinarse con otros elementos, y que son el resultado de su configuración electrónica en la capa de valencia. 7. ¿Qué es potencial de Ionización? El potencial de ionización (PI) es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido. 8. ¿Qué es radio atómico? El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Al ser los núcleos y los electrones partículas cuánticas, sometidas al principio de indeterminación de Heisenberg, las medidas directas de distancias no pueden tener sino un significado estadístico. 5 Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos enlazados, y dependiendo de ese enlace podremos hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals. 9. ¿Qué es electronegatividad? La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Pauling: • Iónico (diferencia superior o igual a 1.7) • Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4) • Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4) Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad. 10. ¿Qué es afinidad electrónica? La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de −1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos. Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influenciada por la regla del octeto. Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones −1, completando el subnivel s, mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a medida que nos acercamos a los gases nobles. 11. Explicar las reglas para seguir la ubicación de un elemento en la tabla periódica • El período se asignará siempre de acuerdo al número cuántico principal más elevado que pre-sente la distribución electrónica. • Si en la penúltima capa hay 2 u 8 electrones, el elemento pertenecerá a la serie A, y el grupo será numéricamente igual a la cantidad de electrones que se encuentren en la última capa. • En el caso de tener 18 electrones en la penúltima, y 1 ó 2 en la última capa, pertenecerá a la serie B y el grupo será 1 ó 2 de acuerdo a la cantidad de electrones presentes en la última. • En el caso de tener 18 electrones en la penúltima y más de 2 en la última, será la serie A, y el grupo se asignará de acuerdo a la cantidad de electrones que tenga en la última. • Si en la penúltima capa tiene más de 8 pero menos de 18, pertenecerá a la serie B; el grupo será igual 6 al número de electrones contenidos en el último orbital "d" y "s", al grupo 8 pertene-cerán los elementos que contengan 8, 9 ó 10 electrones. • En el caso de contener el orbital "f" lleno o semilleno pertenecerá a la serie B, al grupo de ele-mentos de transición interna. Propiedades relacionadas con la ubicación de un ele-mento en la Tabla Periódica. Mendeleiev descubrió que, una vez ordenados los elementos químicos en forma creciente de sus números atómicos, hay una repetición de las propiedades químicas y físicas, en intervalos igua-les. Elementos cuyos átomos presentan estructuras electrónicas iguales en sus capas externas, tienen muchas propiedades químicas en común. 13. ¿Qué son rayos catódicos? Señale sus características. Los rayos catódicos son corrientes de electrones observados en tubos de vacío, es decir los tubos de cristal que se equipan por lo menos con dos electrodos, un cátodo (electrodo negativo) y un ánodo (electrodo positivo) en una configuración conocida como diodo. Cuando se calienta el cátodo, emite una cierta radiación que viaja hacia el ánodo. Si las paredes internas de vidrio detrás del ánodo están cubiertas con un material fosforescente, brillan intensamente. Una capa de metal colocada entre los electrodos proyecta una sombra en la capa fosforescente. Esto significa que la causa de la emisión de luz son los rayos emitidos por el cátodo al golpear la capa fosforescente. Los rayos viajan hacia el ánodo en línea recta, y continúan más allá de él durante una cierta distancia. Este fenómeno fue estudiado por los físicos a finales del siglo XIX, otorgándose un premio Nobel a Philipp von Lenard. Los rayos catódicos primeramente fueron producidos por los tubos de Geissler. Los tubos especiales fueron desarrollados para el estudio de estos rayos por William Crookes y se los llamó tubos de Crookes. Pronto se vio que los rayos catódicos están formados por los portadores reales de la electricidad que ahora se conocen como electrones. El hecho de que los rayos son emitidos por el cátodo, es decir el electrodo negativo, demostró que los electrones tienen carga negativa. Los rayos catódicos se propagan en línea recta en ausencia de influencias externas, pero son desviados por los campos eléctricos o magnéticos (que pueden ser producidos colocando los electrodos de alto voltaje o imanes fuera del tubo de vacío − esto explica el efecto de los imanes en una pantalla de TV). El refinamiento de esta idea es el tubo de rayos catódicos (CRT), también conocido como tubo de Braun (porque fue inventado el 1897 por Ferdinand Braun). El CRT es la clave en los sistemas de televisión, en los osciloscopios, y en las cámaras de televisión vidicon. Principales características: • se propagan en línea recta, • atraviesan láminas de espesores pequeños, • transportan carga negativa, y • son desviados por campos eléctricos y magnéticos en concordancia con su carga negativa. 14. ¿Qué son rayos canales o anódicos? Señale sus características. Los rayos canales son los que procedieron del ánodo cuanto se utilizó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Estos rayos atravesaron las perforaciones del cátodo iluminando la parte posterior. Características de los rayos canales: • Sufren desviación por efecto de campos eléctricos y magnéticos. • Transportan carga positiva. • La razón carga/masa es mucho menor que el valor obtenido para los electrones y depende del gas 7 contenido en el interior del tubo. 15. Explicar la teoría atómica de Dalton En 1808, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito y publica su teoría atómica; en dicha teoría sugiere: Postulados: • Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico. • Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química. • En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribuición. • Los compuestos químicos están formados por "atómos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes. De la teoría atómica de Dalton destacamos las siguientes definiciones: • Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. • Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales. • Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas. 16. Definir el modelo atómico de Thompson El modelo atómico de Thomson, también conocido como el modelo del pudín, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta por Joseph John Thomson, descubridor del electrón, antes del descubrimiento del protón o del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones embebidos en una sopa de carga positiva, como las pasas en un pudín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. Dicho modelo fue superado tras el experimento de Rutherford, cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford. 17. Describir el modelo atómica de Rutherford El modelo atómico de Rutherford, modelo o teoría sobre la estructura del átomo propuesto por el físico Ernest Rutherford, mantenía el planteamiento de Joseph Thomson sobre que los átomos poseen electrones y protones, pero sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y la corteza. En el núcleo se encontraban reunidas todas las cargas positivas y casi toda la masa y su tamaño sería, en comparación al del átomo, muy pequeño. En la corteza, que rodeaba al núcleo, se encontrarían los electrones describiendo órbitas circulares o elípticas, a gran velocidad (para no caer en él atraídos por su carga eléctrica positiva). Según Rutherford, las órbitas de los electrones no estaban muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma indefinidos. También calculó que el radio del átomo, según su modelo, era diezmil veces mayor que el núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio 8 vacío en el átomo. La falla del modelo de Rutherford radica en la idea, de la teoría del electromagnetismo, de que toda partícula con carga eléctrica sometida a una aceleración origina la emisión de una onda electromagnética. El electrón en su movimiento orbital está sometido a una aceleración centrípeta y por tanto emitirá energía en forma de esa onda electromagnética. Esta emisión origina que el electrón, por el principio de conservación de la energía, vaya perdiendo energía. Perderá energía cinética y potencial, cayendo progresivamente hacia el núcleo. 18. Explicar el modelo atómico de Bohr Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo posible. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal. Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. El modelo atómico de Bohr constituyó una de las bases fundamentales de la mecánica cuántica. Explicaba la estabilidad de la materia y las características principales del espectro de emisión del hidrógeno. Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda−corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica. 19. ¿Qué es una onda? Explique sus características. Una onda es una perturbación que se propaga desde el punto en que se produjo hacia el medio que rodea ese punto. Las ondas materiales (todas menos las electromagnéticas) requieren un medio elástico para propagarse. El medio elástico se deforma y se recupera vibrando al paso de la onda. 9 La perturbación comunica una agitación a la primera partícula del medio en que impacta −este es el foco de las ondas− y en esa partícula se inicia la onda. La perturbación se transmite en todas las direcciones por las que se extiende el medio que rodea al foco con una velocidad constante en todas las direcciones, siempre que el medio sea isótropo ( de iguales características físico− químicas en todas las direcciones ). Todas las partículas del medio son alcanzadas con un cierto retraso respecto a la primera y se ponen a vibrar: recuerda la ola de los espectadores en un estadio de fútbol. La forma de la onda es la foto de la perturbación propagándose, la instantánea que congela las posiciones de todas las partículas en ese instante. Curiosamente, la representación de las distancias de separación de la posición de equilibrio de las partículas al vibrar frente al tiempo dan una función matemática seno que, una vez representada en el papel, tiene forma de onda. Podemos predecir la posición que ocuparán dichas partículas más tarde, aplicando esta función matemática. El movimiento de cada partícula respecto a la posición de equilibrio en que estaba antes de llegarle la perturbación es un movimiento vibratorio armónico simple. Una onda transporta energía y cantidad de movimiento pero no transporta materia: las partículas vibran alrededor de la posición de equilibrio pero no viajan con la perturbación. 20. ¿Qué es un espectro solar? La radiación solar puede fotografiarse y analizarse con un espectrógrafo. Las líneas oscuras del espectro se denominan líneas de absorción, y se deben a la absorción de la radiación por elementos de la atmósfera solar. Estudiando dichas líneas se pueden identificar los elementos que existen en el Sol. La línea intensa en un extremo del rojo del espectro es una de las líneas del hidrógeno, y las líneas del amarillo indican la presencia de sodio. 21. Nombrar y explicar los diferentes tipos de espectro según su origen. • Espectro electromagnético Se denomina espectro electromagnético al conjunto de ondas electromagnéticas, o más concretamente, a la radiación electromagnética que emite (espectro de emisión), o absorbe (espectro de absorción) una sustancia. Dicha radiación sirve para identificar la sustancia, es como una huella dactilar. Los espectros se pueden observar mediante espectroscopios que, además de permitirnos observar el espectro, permite realizar medidas sobre éste, como la longitud de onda o la frecuencia de la radiación. Van desde las de menor longitud de onda, como son los rayos cósmicos, los rayos gamma y los rayos X, pasando por la luz ultravioleta, la luz visible y los rayos infrarrojos, hasta las ondas electromagnéticas de mayor longitud de onda, como son las ondas de radio. En cualquier caso, cada una de las categorías son de ondas de variación de campo electromagnético. • Espectro de frecuencias El espectro de frecuencia de un fenómeno ondulatorio (sonoro, luminoso o electromagnético), superposición de ondas de varias frecuencias, es una medida de la distribución de amplitudes de cada frecuencia. También se llama espectro de frecuencia al gráfico de intensidad frente a frecuencia de una onda particular. Espectro de frecuencias para la luz emitida por átomos de hierro en la región visible del espectro electromagnético. El espectro de frecuencias o descomposición espectral de frecuencias puede aplicarse a cualquier concepto 10 asociado con frecuencia o movimientos ondulatorios como son los colores, las notas musicales, las ondas electromagnéticas de radio o TV e incluso la rotación regular de la tierra. • Espectro lumínico, sonoro y electromagnético Una fuente de luz puede tener muchos colores mezclados en diferentes cantidades (intensidades). Un arcoiris, o un prisma transparente, deflecta cada fotón según su frecuencia en un ángulo ligeramente diferente. Eso nos permite ver cada componente de la luz inicial por separado. Un gráfico de la intensidad de cada color deflactado por un prisma que muestre la cantidad de cada color es el espectro de frecuencia de la luz o espectro lumínico. Cuando todas las frecuencias visibles están presentes por igual, el efecto es el "color" blanco, y el espectro de frecuencias es uniforme, lo que se representa por una línea plana. De hecho cualquier espectro de frecuencia que consista en una línea plana se llama blanco de ahí que hablemos no solo de "color blanco" sino también de "ruido blanco". De manera similar, una fuente de ondas sonoras puede ser una superposición de frecuencias diferentes. Cada frecuencia estimula una parte diferente de nuestra cóclea (caracol del oído). Cuando escuchamos una onda sonora con una sola frecuencia predominante escuhamos una nota. Pero en cambio un silbido cualquiera o un golpe repentino que estimule todos los receptores, diremos que contine frecuencias dentro de todo el rango audible. Muchas cosas en nuestro entorno que calificamos como ruido frecuentemente continen frecuencias de todo el rango audible. Así cuando un espectro de frecuencia de un sonido, o espectro sonoro. Cuando este espectro viene dada por una línea plana, decimos que el sonido asocidado es ruido blanco. Cada estación emisora de radio o TV es una fuente de ondas electromagnéticas que emite ondas cercanas a una frecuencia dada. En general las frecuencias se concentrará en una banda alredodor de la frecuencia nominal de la estación, a esta banda es a lo que llamamos canal. Una antena receptora de radio condensa diferentes ondas electromagnéticas en una única señal de amplitud de voltaje, que puede ser a su vez decodificada nuevamente en una señal de amplitud sonora, que es el sonido que oímos al encender la radio. El sintonizador de la radio selecciona el canal, de un modo similar a como nuestros receptores de la cóclea seleccionan una determinada nota. Algunos canales son débiles y otros fuertes. Si hacemos un gráfico de la intensidad del canal respecto a su frecuencia obtenemos el espectro electromagnético de la señal receptora. 22. ¿Qué son números cuánticos? Un número cuántico es cada uno de los parámetros numéricos que caracterizan los estados propios de un hamiltoniano cuántico. Muy especialmente, se refiere a los números que caracterizan los estados propios estacionarios de un electrón de un átomo hidrogenoide. Estos números cuánticos son: • El número cuántico principal (n), que está relacionado con la energía del electrón. • El (primer) número cuántico orbital (l), que es un entero positivo está relacionado con el momento angular y está relacionado también con las correcciones energéticas del nivel orbital. • El segundo número cuántico orbital o número cuántico magnético (m), que es número entero (postivo, negativo o cero), relacionado con la tercera componente del momento angular. • El número cuántico de espín (s), que para un electrón toma los valores +1/2 o −1/2. Cada una de las capas del modelo atómico de Bohr correspondía a un valor diferente del número cuántico principal. Más tarde se introdujeron los otros números cuánticos y Wolfgang Pauli, otro los principales contribuidores de la teoría cuántica, formuló el celebrado principio de exclusión basado en los números cuánticos, según el cual en un átomo no puede haber dos electrones cuyos números cuánticos sean todos iguales. Este principio justificaba la forma de llenarse las capas de átomos cada vez más pesados, y daba cuenta de porqué la materia ocupa lugar en el espacio. Desde un punto de vista mecano−cuántico, los números cuánticos caracterizan las soluciones estacioanrias de 11 la Ecuación de Schrödinger. • Números Cuánticos de un electrón Los números cuánticos se emplean para describir matemáticamente un modelo tridimensional del átomo. Para esa descripción se toman en cuenta tanto la participación de la energía potencial (del electrón, por ejemplo) como la energía cinética (entre el núcleo del átomo y el electrón, por ejemplo). • El número cuántico principal, n, define el estado de energía principal, o capa, de un electrón en órbita. Su valor puede ser de 1, 2, 3, 4, etc., incrementando según incrementa la distancia del electrón del núcleo. Así, la primera de las capas del átomo tiene un número cuántico principal de 1. • El número cuántico orbital, l, describe la magnitud del momento angular del electrón en órbita, esta es la subcapa. Su valor puede ser 0, 1, 2, 3, 4, etc., con tal que siempre sea uno menor que n (n−1). Por ejemplo, si n=3; l será igual a 0, 1 y 2. Basado en este número cuántico se especifican la forma del orbital, el cual es el fundamento en los enlaces químicos y los ángulos de esos enlaces. En la notación de la composición electrónica de un átomo, n tiene asignado las letras s, p, d, f, g, y h representando el valor respectivo de n. • El número cuántico magnético m describe las posibles orientaciones magnéticas en el espacio del plano de la órbita del electrón alrededor del núcleo y determina el orbital. Los valores de m varían poco entre si. • El llamado spin se designa con el número cuántico de spin magnético, s, que puede adoptar el valor de − 1/2 o + 1/2 según la dirección del spin o giro. Define la rotación del electrón alrededor de su propio eje. Para cada número cuántico, salvo s, sólo están permitidos determinados valores enteros. Las consecuencias de esta regla están sustancialmente de acuerdo con la ley periódica, la cual rige la estructura de la Tabla Periódica y la regla del octeto. En resumen, el estado cuántico de un electrón es determinado por los números cuánticos: nombre número cuántico principal número cuántico de momento símbolo orbital rango de valores capa subcapa 12 angular o: número cuántico orbital número cuántico magnético número cuántico del espín orbital espín 13 Por ejemplo, cuando el número cuántico principal (n) es 1, la teoría cuántica sólo permite que el número orbital (l) y el número cuántico magnético (m) tengan un valor de 0, y que el número cuántico de espín (s) sea + 1/2 o − 1/2. El resultado es que en este caso (n=1), sólo hay dos combinaciones posibles de números cuánticos: 1 − 0 − 0 − (+1/2) y 1 − 0 − 0 − (− 1/2). Según el principio de exclusión, cada una de estas dos combinaciones de números cuánticos puede ser adoptada por un único electrón. Por tanto, cuando el número cuántico principal es n = l, sólo dos electrones pueden ocupar esa capa electrónica. Cuando n = 2, la teoría cuántica permite que (l) sea 0 o 1, m sea +1, 0, o −1, y s sea + 1/2 o − 1/2. Existen ocho combinaciones posibles de estos números cuánticos. Por tanto, en la segunda capa electrónica puede haber un máximo de ocho electrones. Con este método puede establecerse el número máximo de electrones permitidos en cada capa electrónica de cualquier átomo. La ley periódica se explica por el diferente grado de llenado de las capas electrónicas (orbitales) de los átomos. Entonces, para calcular el número total de electrones en una capa, se usa la relación 2n2. Conclusión • Las filas horizontales de la Tabla Periódica son llamadas Períodos. La tabla periódica tiene 7 periodos. • Las columnas horizontales de la tabla periódica son grupos. Los grupos de la Tabla Periódica, numerados de izquierda a derecha son: los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos, los metales de transición y metales nobles, el grupo del boro, el grupo del carbono, el grupo del nitrógeno, los calcógenos o anfígenos, los halógenos, los gases nobles • Las propiedades periódicas: Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica. • El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. • Los rayos anódicos son los que transportan carga positiva. • Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales. • Un número cuántico es cada uno de los parámetros numéricos que caracterizan los estados propios de un hamiltoniano cuántico. Bibliografía 14 • Internet www.escolares.net www.rincondelvago.com www. Wikipedia.org www.google.co.ve www.rena.edu.ve Msn Encarta • Libros RODRÍGUEZ, María del Pilar Química ICs Diversificado Fundación Editorial Salesiana Glosario • La regla del octeto La regla del octeto dice que, la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico, es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones tal que adquieren configuración semejante a la de un gas noble ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y son inertes, o sea que no reaccionan con ningún otro elemento pése a que son elementos electroquimicamente estables, ya que cumplen con la ley de Lewis, ó regla del octeto. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos. • Principio de indeterminación de Heisenberg En mecánica cuántica el principio de indeterminación de Heisenberg afirma que no se puede determinar, simultáneamente y con precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas, como son, por ejemplo, la posición y el momento lineal (cantidad de movimiento) de un objeto dado. En palabras sencillas, cuanta mayor certeza se busca en determinar la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal. • El estado de oxidación El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo. • Enlace covalente Las reacciones entre dos átomos no metales producen enlace covalente. Este tipo de enlace se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular. 15 • La escala de Pauling La escala de Pauling es una clasificación de la electronegatividad de los átomos. En ella, el elemento más electronegativo (Flúor), tiene un índice de 4.0, mientras que el menos electronegativo (Francio) lleva un valor de 0.7. Los demás átomos llevan asignados valores intermedios. Globalmente puede decirse que la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la Tabla periódica de los elementos y que decae hacia abajo. De esta manera los elementos de fuerte electronegatividad están en la esquina superior derecha de la tabla. Modelo Atómico de Thompson Modelo atómico de Bohr Modelo atómico de Rutherford 16