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El átomo está compuesto por 2 (dos) partes: el núcleo y la zona extra nuclear. El núcleo está formado por protones y neutrones, tienen un volumen despreciable y posee toda la masa del átomo. Por otra parte, la zona extra nuclear está formada por electrones, tiene masa despreciable y le da volumen al átomo. Para poder observarlos, se hace uso de modelos los cuales se utilizan para explicar los distintos hechos experimentales. En caso de que uno contradiga al modelo, éste se descarta y se emplea otro que se ajuste al comportamiento. El primer modelo fue desarrollado por Joseph Thompson, en el año 1904. El fisíco británico pensaba que el átomo era una esfera maciza con carga positiva donde se hallaban los electrones con carga negativa incrustados en éste. Se lo denomina “budín de pasas” por tener estas características. En 1911, el físico y químico Erenst Rutherford planteó un segundo modelo, denominado “planetario”. Consistía en un núcleo de carga positiva el cual alrededor de él giraban electrones de carga negativa, atraidos por el nucleo. Toda la masa del átomo estaba concentrada en dicho núcleo mientras que su volumen era la zona ocupada por los electrones. Es decir, si bien la masa del átomo es identica a la masa del núcleo, el volumen que ocupa no debe ser tenido en cuenta con respecto al volumen ocupado por los electrones. Más tarde en 1913, Niels Bohr, físico danés, propuso un nuevo modelo, rescatando la idea del núcleo de Rutherford. Su estructura es similar a la del sistema solar, donde los electrones, atraídos por la carga positiva del núcleo, giran alrededor en orbitas bien definidas. Cada orbita equivale a un valor o nivel de energía, según su distancia al núcleo; cuanto más lejos del nucleo, mayor es la energía de la orbita, y viceversa. Los electrones se desplazan sin absorber ni emitir energía, solo pueden hacerlo en determinadas cantidades. Si uno de éstos adquiere la energía suficiente, se muda a una órbita superior. El átomo con esa energía se vuelve inestable y eventualmente la emite, desplazando al electrón a una órbita cercana al núcleo. Los electrones más alejados del núcleo son los menos atraídos por él, los más debilmente unidos, los que participan en las tranformaciones químicas y uniones ionicas (donde hay transferencia de electrones). Se ubican lo más cercano al átomo para mantener su estabilidad. Este modelo fue descartado ya que se oponía a las teorías de electromagnetismo contemporaneas, las cuales señalaban que los electrones cercanos al núcleo deberían perder energía hasta chocar con él. Solo es aplicable a la molécula de hidrógeno. El físico alemán Werner Heisenber finalmente llegó a la conclusión de que el electrón se mueve al azar en zonas del espacio con determinada energía, invalidando el modelo de Bohr. Esto llevó a la realización de un nuevo modelo en 1926, en el cual las órbitas de los electrones se denominan orbitales, zonas difusas donde existe la mayor posibilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se clasifican en 4 (cuatro) letras: S: poseen una forma esférica, pueden ubicarse hasta 2 electrones. P: poseen una forma lobular, pueden ubicarse hasta 6 electrones. D: pueden ubicarse hasta 10 electrones. F: pueden ubicarse hasta 14 electrones. Un solo átomo puede tener orbitales de varios tamaños. El tamaño está asociado a un nivel (n) de energía; a mayor nivel, mayor distancia entre electrón y núcleo, y por lo tanto, mayor energía del orbital. El nivel 1 (uno) es el más cercano al núcleo, más pequeño y de menor energía. El máximo de electrones se calcula multiplicando por 2 (dos) el cuadrado del número de nivel. Nivel 1 Nivel 2 Nivel 3 Número máximo de electrones por nivel: 2∙n² 2 electrones. 8 electrones. 18 electrones. Cada nivel está dividido en subniveles que corresponden a orbitales de similar energía y tamaño promedio, pero de formas distintas: Nivel n=1: no tiene subniveles, solo un orbital esférico (1s1). Nivel n=2: hay 2 (dos) subniveles que corresponden a los orbitales 2s y 2p. Nivel n=3: hay 3 (tres) subniveles que corresponden a los orbitales 3s, 3p y 3d. En cada nivel hay tantos subniveles como el número de nivel. Los orbitales de los subniveles 2p y 3p tienen la misma forma, pero el 3p tiene mayor tamaño. Los orbitales 3s y 3p tienen formas diferentes, pero igual tamaño. La configuración electrónica (CE) es la distribución de los electrones en un átomo o ión. Se utilizará como ejemplo el CE del átomo de sodio (Na), que tiene 11 electrones. 1. Los electrones se ubican en el lugar de menor energía disponible y los niveles se completan desde el 1 en adelante. En el primero solo existe el subnivel 1s, donde se hallan 2 (dos) electrones como máximo, es decir 1s². 2. En el nivel 2 (dos) hay 2 subniveles: el 2s tiene un poco menos de energía que el 2p y se completa primero. En 2s entran 2 electrones y en 2p, hasta 6 (seis): 2s² y 2p⁶. Existen 8 electrones en el segundo nivel. 3. El último electro debe estar en el nivel 3 (tres), donde estan los subniveles 3s, 3p y 3d. El de menor energía es el 3s, ahí estará el último electrón. 1s 4. La configuración electrónica del sodio es, entonces: CENa 1s², 2s², 2p⁶, 3s1. S < P < 2s 2p 3s 3p D < F Nivel (n) 1 2 3 4 3d Subniveles 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 4s 4p Orbitales por nivel 1 3 5 7 Orbitales de 4d 4f Electrones por subnivel 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 menor a mayor 5s 5p Electrones por nivel 2 8 18 32 5d 5f energía. 6s 6p El número atómico (Z) consiste en la cantidad de protones que se encuentran en un átomo; se6d ubica abajo a la izquierda del símbolo del elemento (X). Si dos átomos tienen igual número de protones, éstos son del mismo 7s elemento. 7p Z no es el número de electrones ya que los átomos pueden formar iones de carga positiva/negativa, donde la cantidad de protones no coincide con la de los electrones. El átomo neutro tiene el mismo número de cargas positivas/negativas, el mismo número de protones/electrones. El número atómico debe ser entero ya que es un número de particulas indivisibles. El número másico (A) es la suma de los protones y neutrones ubicados en un núcleo. Es todo lo que se encuentra en un átomo. Se puede decir que es la suma de Z y la cantidad de neutrones. Se ubica arriba a la izquierda, sobre la Z. Debe ser un número entero porque es la suma de partículas indivisibles. Los isótopos son aquellos atomos del mismo elemento que difieren en el número de neutrones. 1 1 H: Z = 1 e1 p+ 0n A= 1 2 1 H: Z = 1 e1 p+ 1n A= 2 3 1 H: Z = 1 e1 p+ 2n A= 3 La tabla periodica de los elementos es el ordenamiento de los elementos químicos a partir de determinados criterios y características. Los elementos se ordenan en forma creciente en base a su número atómico (Z). Se divide en grupos y periodos: Grupos: 18 columnas donde los átomos se ubican según el número de electrones en el último nivel de energía. Periodos: 7 filas en las cuales los átomos se ubican según su nivel mayor de energía. Los elementos de la tabla periodica se hallan divididos en metales, no metales y gases nobles. Los metales son elementos químicos que son conductores del calor y la electricidad. Son sólidos a temperatura ambiente (menos el mercurio) y se oxidan –pierden electrones – con facilidad, formando iones + o cationes. La gran mayoría son dúctiles: pueden deformarse o moldearse para formar alambres o hilos, al igual que maleables (pueden extenderse para hacer hojas o láminas). Los no metales son aquellos elementos que se ubican sobre la “escalera” que inicia en el grupo 13 y el Hidrógeno. No son conductores del calor y ni de la electricidad. Son frágiles, sin brillo metálico, ni reflejan la luz. Se encuentran en los tres estados de agregación a temperatura ambiente: gaseoso (H), líquido (Br) y sólido (C). Los semimetales son un conjunto de elementos ubicados entre los Estos elementos tienen tendencia a atraer electrones (se reducen; son oxidantes) por lo que metales y los no metales. Tienen forman iónes - o aniones. Cuando se combinan con metales realizan uniones iónicas características intermedias entre (transferencia de electrones), si se combinan consigo mismos lo hacen compartiendo los ambos. Son semiconductores de electrones del último nivel formando uniones covalentes. la electricidad. Por último, los gases nobles, están en el grupo 18 de la tabla periodica. Todos a excepción del He (el elemento más abundante del universo) tienen 8 electrones en la última capa, esto les otorga estabilidad y les prohibe conjugarse con otros elementos. Todos son incoloros, inodoros, insipidos y solubles en agua. Entre los metales se destacan los metales alcalinos, los alcalinotérreos y los de transición. Los semimetales y no metales, por su parte, tienen cinco (5) agrupaciones. Los metales alcalinos son los elementos del primer grupo. Son blandos, de baja densidad y muy reactivos quimicamente. Se oxidan facilemente, son blancoplateados y conducen la electricidad. Todos pierden fácilmente un electrón: su número de oxidación es +1. Los metales alcalinotérreos son los elementos ubicados en el segundo grupo de la tabla periodica. Su dureza es variable (Be: duro; Sr: maleable) y su color puede variar entre gris y blanco. Son bastante reactivos y se oxidan con rapidez porque son reductores: su número de oxidación es el +2. Conducen electricidad y arden en el aire cuando se aumenta su temperatura. Los metales de transición se ubican en los grupos del 3 al 12. Se denominan así debido a su carácter intermedio o de transición entre los demás metales. Llenan orbitales d, cuyos electrones son responsables de sus propiedades. Son dúctiles y maleables, conductores del calor y la electricidad. Son duros y sus iones y derivados suelen ser coloreados. Los electrones que utilizan para combinarse se hallan en más de un nivel, lo que señala estados de oxidación variables. Los semimetales y los no metales se fraccionan en 5: grupo del aluminio, grupo del carbono, grupo del nitrógeno, calcógenos y halógenos. Nombre G Ejemplos e- # oxid. Reacciona con Características Grupo del aluminio 13 B, Al, Ga, In 3 +3 agua (poco notorio) Bastante reactivos. Propiedades semejantes a los metales alcalinotérreos. Grupo del carbono 14 C, Si, Sn, Pb 4 +2, +4 Si: +4 oxigeno Propiedades fisicas y químicas variables. Tendencia a unirse consigo mismos. Grupo del nitrógeno 15 N, P, As, Sb, Bi 5 -3, +3, +5 oxigeno Forman compuestos binarios (2 átomos df.) Forman compuestos ternarios (3 átomos df.) Calcógenos 16 O, S, Se, Te 6 -2, +4, +6 O: -2 grupos anteriores Sus combinaciones hidrogenadas son gases tóxicos con olor desagradable. Halógenos 17 F, Cl, Br, I 7 -1, +1, +3, +5, +7 F: -1 O, H y todos los metales Todos son no metales. Forman moléculas diatómicas. Muy reactivos y oxidantes. Tóxicos. Los elementos representativos se distribuyen en 4 bloques: Bloque S, compuesto por los grupos 1, 2, el Hidrógeno y el Helio (metales alcalino/terreos). El # del grupo coincide con el # de electrones en el último nivel. Bloque P, compuesto por los grupos del 13 al 18, excluyendo al Helio. El 2° dígito del # de grupo coincide con el # de electrones en el último nivel. Bloque D, el cual incluye a los grupos del 3 al 12 (metales de transición). Bloque F, elaborado por los metales de transición interna (lactánidos & actínidos).