Átomo, sistema periódico y propiedades

Física y Química 4º ESO
Atomo y Sistema Periódico
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Átomo, sistema periódico y propiedades
Las partículas elementales
Descubrimiento del electrón
Tiene lugar en 1897 (J.J. Thomson) en el tubo de rayos catódicos.
F = q·E = m·a ; a = q·E/m
h = ½ a·t2 = ½ q·E·t2/m
1.
En el tubo se
emite desde el cátodo una
radiación que se propaga en
línea recta
2.
Al hacerla pasar
por el campo eléctrico se
desvía de forma que indica
que su signo es negativo.
3.
La
trayectoria indica que
tiene masa puesto que
presenta inercia.
La distancia d es recorrida en un
tiempo t a velocidad constante v:
luego t = v/d sustituyendo:
h = ½ q·E·v2/(m·d2)
La relación carga masa del electrón
viene dada por:
2
4.
Manteniendo el campo E se añade un campo
magnético que desvía la radiación en sentido contrario:
q·E =q·v·B de donde v = E/B
sustituyendo:
2
2
Thomson logra determinar la relación carga masa de estos rayos y resulta ser igual para cualquier gas
que llene el tubo. Como consecuencia se llegó a la conclusión de que forman parte de toda la materia.
Estas partículas tienen carga negativa y masa muy pequeña. Reciben el nombre de electrones.
El protón
Haciendo el estudio de descargas en un tubo similar al de rayos catódicos con la diferencia de que se
cambia la posición relativa del ánodo y el cátodo se observa la aparición de los rayos canales.
Se llaman así porque aparecen en este caso cuando el ánodo está perforado. Se trata de partículas con
las siguientes propiedades:
1 Los rayos canales tienen carga positiva puesto que son
atraídos por el electrodo negativo.
2 Tienen masa (se observa
inercia) y ésta es mucho
mayor que la del electrón.
3 La relación carga masa en
los mismos depende del gas
que llena el tubo.
Cuando el tubo está lleno de hidrógeno estas partículas son protones.
El neutrón
El neutrón fue descubierto en 1932 por Chadwick (alumno de Rutherford). Poco después del
establecimiento del modelo nuclear del átomo el mismo Rutherford planteó la necesidad de su
existencia. Sin embargo, debido a que es una partícula sin carga fue mucho más difícil detectarla.
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Número atómico y másico
El modelo atómico nuclear de Rutherford plantea un átomo
prácticamente vacío, el núcleo contendrá protones y neutrones
cuya masa es la práctica totalidad de la masa del átomo y,
circulando alrededor de él, los electrones tienen la carga
negativa que compensa a la positiva del núcleo. La relación
de tamaño núcleo átomo se compara con la relación de
tamaño entre una bola de golf y un campo de fútbol. Por
todo el espacio correspondiente a las gradas y el resto del campo se
moverían unos mosquitos pequeños (los electrones).
Los átomos del mismo elemento tienen el mismo número atómico
aunque puede haber átomos del mismo elemento que tengan
diferente número másico, difieren en el número de neutrones, se
llaman isótopos de ese elemento. La mayor parte de los elementos presentan varios isótopos, unos son
estables y otros son radiactivos y alcanzan la estabilidad por emisión de radiaciones.
Las teorías atómicas
A continuación se muestra un resumen de las distintas teorías atómicas a lo largo de los años:
1808 John Dalton deduce, en 1801 la ley de las proporciones múltiples y la ley de las presiones
parciales. Basándose en las leyes de conservación de la masa (Lavoisier) y de las
proporciones definidas (Proust) deduce su teoría atómica:
1.
2.
3.
4.
La materia está formada por átomos indivisibles e indestructibles.
Los átomos del mismo elemento tienen iguales la masa y el resto de las propiedades.
Los átomos de distintos elementos tienen distintas estas propiedades.
Cuando dos o mas átomos de distintos elementos se unen forman otro átomo de un
compuesto químico (habla de átomos y no de moléculas, concepto que será introducido
posteriormente por Avogadro)
Teoría atómica de Thomson
J.J. Thomson Premio Nobel de Física (1906) “En reconocimiento a sus estudios teóricos y
experimentales de la conducción de la electricidad en gases”
Como se vio anteriormente, el descubrimiento del electrón y
su caracterización cálculo de carga y masa por parte de J.J.
Thomson, lleva a replantear el modelo atómico de Dalton. Thomson
considera que los electrones estarán imbuidos dentro del átomo. Este
tendría carga positiva en cantidad suficiente para neutralizar la carga
negativa de los electrones que contiene. Cuando un átomo neutro capta uno
o más electrones queda cargado negativamente mientras que adquiere carga
positiva cuando pierde uno o más electrones.
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Modelo nuclear de Rutherford
En 1908 Ernst Rutherford recibe el premio Nobel de Química “por sus investigaciones sobre
la desintegración de los elementos y la química de sustancias radiactivas”.
A partir de los resultados experimentales de dos alumnos suyos, Geiger y Marsden, en
1909, llegó al modelo nuclear del átomo.
¿En qué consistía el experimento? En principio hay que decir que lo que se intentaba estudiar era otra
cosa, concretamente la difracción de la radiación α (alfa) por una lámina muy fina de oro. Hay que decir
que los experimentadores Geiger y Marsden, pasaban muchas horas en un cuarto a oscuras observando
el centelleo de las partículas α cuando impactaban sobre una superficie fosforescente.
Rutherford interpretó los resultados. En primer lugar considera que las partículas chocan con los átomos
que forman la lámina de oro. Estos átomos no pueden ser los que plantea el modelo de Thomson puesto
que las partículas pasarían a través de ellos sin sufrir desviaciones.
La mayoría de las partículas pasan sin
desviarse
Aproximadamente el 10% de ellas se
desvían ligeramente
Solamente una de cada 10000 se refleja
La única explicación plausible sería considerar que la materia está mayoritariamente vacía, que los
átomos tienen un núcleo central que concentra casi toda la masa del átomo y la carga positiva y una
corteza de diez a cien mil veces mayor por la que circulan los electrones.
Modelo de Bohr
El modelo atómico de Rutherford tiene el problema de su estabilidad. Es decir, los electrones son
partículas cargadas que giran en torno al núcleo. Los cuerpos que giran están sometidos a una
aceleración (aceleración normal o centrípeta). Las partículas cargadas sometidas a una aceleración
emiten energía. En este caso el electrón emitiría energía que la adquiere de él mismo y que hace que su
contenido energético sea cada vez menor. Como consecuencia de ello el electrón describiría una órbita
cada vez de menor radio hasta llegar a caer sobre el núcleo.
Esto ocurriría en un periodo muy corto de tiempo con lo que el átomo descrito por Rutherford no sería
-7
estable. Duraría alrededor de una diezmillonésima de segundo (10 s).
Además está el problema de los espectros atómicos. Interpretando cada raya espectral como una
transición de un nivel energético a otro, podemos ver que no todas las órbitas son posibles.
Para salvar todos estos problemas Bohr establece su modelo atómico que se basa en tres postulados:
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•
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Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares estacionarias, sin emitir ni absorber
energía.
La primera de las discordancias del modelo de Rutherford queda superada. Si el electrón no puede emitir
ni absorber energía el átomo es estable.
•
Las órbitas no pueden ser cualesquiera, están cuantizadas. Solamente aquellas en las que el
momento angular del electrón es un múltiplo entero de ħ (h/2π) siendo h la constante de
Planck
mvr = n h/(2 π)
n es el número cuántico principal que toma valores enteros positivos 1, 2, 3…
•
Cuando un electrón cambia de órbita emite o absorbe una cantidad de energía que es igual a la
diferencia entre las energías de la posición final e inicial e igual a hν (siendo ν la frecuencia de la
onda emitida).
Ef - E0 = h ν
La combinación del segundo y tercer postulados explicarán perfectamente la formación de espectros
discontinuos del hidrógeno y coinciden asombrosamente los valores de las frecuencias de los mismos con
las predichas por los postulados. Precisamente esta fué la comprobación que dió validez al modelo de
Bohr.
Modelo atómico actual
El modelo atómico de Bohr también presentaba algunas dificultades a la hora de interpretar algunos
resultados experimentales. Por esta razón se le fueron añadiendo correcciones a medida que éstas iban
surgiendo.
La primera corrección la realizó Sommerfeld que añadió la posibilidad de existencia de órbitas elípticas.
Para cada nivel energético n las elipses no podían tener cualquier excentricidad sino que solo valían
algunas. Nuevamente estamos ante una cuantización. En este caso era el valor de un número cuántico k
(azimutal) cuyos valores eran enteros desde 0 hasta n - 1.
Una segunda corrección tuvo en cuenta la distinta orientación espacial de las órbitas para lo cual se
introdujo otro número cuántico (no podían tener cualquier orientación) y por último hubo la necesidad
de introducir el número cuántico magnético de spin (±½) (una forma de cuantizar la rotación
electrónica sobre si mismo)
Fue E. Schrödinger quien, basándose en la hipótesis de la dualidad onda corpúsculo de Louis de Broglie y
el principio de incertidumbre de W. Heisenberg, estableció una teoría en la que explicaba que el
comportamiento de las partículas podría definirse mediante una ecuación de la onda que las
acompañaba. La función de onda que describe el comportamiento de una partícula es Ψ. De esta forma,
aplicando operadores matemáticos a esa función de onda, podría conocerse la información relativa a las
distintas magnitudes físicas asociadas a la citada partícula.
Lo bueno, MUY BUENO, de esta nueva teoría es que los números cuánticos que ahora son:
•
n - número cuántico principal (n = 1, 2, 3, 4...)
•
l - número cuántico secundario (l = 0, 1, 2,..., n - 1)
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•
ml - número cuántico magnético (ml = - l, -(l -1),....., 0, ....., l - 1, l )
•
ms - número cuántico magnético de spin (±½)
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no surgen ahora a remolque de resultados experimentales que obligan a hacer modificaciones en el
modelo, sino que son condicionantes matemáticos para que los operadores al aplicarse a la función de
onda tengan una solución real. (Igual que para que el operador logaritmo o raiz cuadrada obliga a que
para tener solución real el número al que se aplica sea positivo.
2
Por otra parte se establece una relación entre el cuadrado de esta función de onda (Ψ ) y la
probabilidad de encontrar la partícula en una zona del espacio. Esa zona de máxima probabilidad se
llama orbital. Esa zona se corresponde con los valores de tres números cuánticos (n, l y ml) el cuarto
número cuántico es el destinado a definir ya la partícula (el electrón).
Como dentro del mismo átomo no puede haber dos partículas con los cuatro números cuánticos iguales
(Principio de exclusión de Pauli) podemos deducir que en cada orbital caben solamente dos electrones.
Ordenación periódica de los elementos
Los elementos químicos (unos 118) se tratan de ordenar. Esto se hace
atendiendo a las propiedades de los mismos. Desde un principio se
hicieron agrupaciones buscando coincidencias en las propiedades. La
primera vez que se ordenaron con éxito se debe a Mendeleiev (1969)
que los ordena atendiendo a las masas atómicas. Además hace otra
cosa, aquellos elementos que tienen propiedades químicas similares
los coloca en el mismo grupo y cuando tenía que dejar algún hueco lo
hacía. Por otra parte tuvo que alterar la colocación de algunos elementos para que las propiedades
coincidieran. Sorprendentemente, los huecos hacían predecir la existencia de elementos químicos que
mas tarde se descubrieron y cuyas propiedades coinciden con las predichas antes de su descubrimiento.
Lothar Meyer hace una ordenación similar a la de Mendeleiev con un año de retraso. Puesto que se
supone que la hizo sin conocimiento del trabajo del primero se suele atribuir la tabla periódica a ambos
químicos.
En el sistema periódico actual los elementos se ordenan por su número atómico.
Desaparecen las alteraciones de orden en elementos que tenían que producirse en la tabla
de Mendeleiev. Esta ordenación se debe a un químico inglés, Henry Moseley, que
estableció la forma de conocer el número atómico de los elementos midiendo la frecuencia
de los rayos X que éstos producían. Tuvo una vida muy corta pues, a los 27 años, resultó
muerto por un disparo en la frente durante la I Guerra Mundial. Si hubiese vivido más
posiblemente habría hecho muchas mas aportaciones a la Ciencia. Se especula con la idea de que esa es
la razón por la que el Gobierno Inglés, desde entonces, no permite que ningún científico se aliste en
tiempo de guerra.
La tabla periódica actual está ordenada en grupos (columnas de
elementos con propiedades químicas similares) y periodos (filas de
elementos en las que se produce una variación gradual de las
propiedades). Hay dieciocho grupos y siete periodos.
Los periodos son siete:
•
Primero muy corto (solamente contiene dos elementos)
•
Segundo y el tercero cortos con ocho elementos cada uno
•
Cuarto y el quinto largos (contienen dieciocho elementos cada uno)
•
Sexto y séptimo muy largos con treinta y dos elementos (hay que sumar a los 18 que se
contarían los 14 que corresponden a los lantánidos o los actínidos)
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Como se puede ver los orbitales s y p se van llenando en los
grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 que corresponden a los
elementos representativos.
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En la tabla superior se ven los nombres que se dan a los
elementos de los distintos grupos o bloques en el Sistema
Periódico.
Configuración electrónica
Los átomos están constituidos por protones y neutrones en el núcleo y por electrones en la corteza.
Como hemos visto éstos se van colocando en los distintos niveles y subniveles en orden de energías
crecientes. La regla de llenado es la siguiente: "la suma de n + l debe ser mínima y en caso de
coincidencia se llena primero el orbital de n menor".
Esta es la regla de llenado o Aufbau. En los
orbitales s caben hasta 2 electrones, en los p
hasta 6, en los d hasta 10 y en los f hasta 14.
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
6f
7s
7p
7d
7f
Como se puede observar más arriba, los
elementos de cada grupo tienen igual la
configuración electrónica de la última capa con lo
que presentarán el mismo comportamiento
químico ya que éste viene determinado
exclusivamente por esta estructura electrónica
más externa.
Regla del octeto
Al hacer la configuración electrónica de los elementos químicos observamos que hay una periodicidad
en la misma y que los elementos del mismo grupo en la Tabla Periódica presentan igual configuración
electrónica en la capa mas externa.
Por otra parte se observa que los elementos más estables son los gases nobles que poseen en su última
capa ocho electrones. Parece lógico pensar que los átomos pueden alcanzar su máxima estabilidad
logrando ocho electrones en esa última capa.
Periodicidad de las propiedades
Potencial de ionización se define como la energía necesaria por mol para formar un ión positivo cuando
los átomos se encuentran en estado gaseoso.
+
Y + PI → Y
Según la configuración electrónica y la regla del octeto
mencionada anteriormente parece lógico pensar que
será más fácil arrancar el electrón más externo en el caso
1
de los átomos que tienen en la última capans y a medida
que avanzamos en un periodo este potencial de
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ionización irá creciendo, es decir, de izquierda a derecha.
Por otra parte se produce un efecto de pantalla cada vez mayor en los electrones más externos por la
presencia de otros electrones en niveles inferiores entre
ellos y el núcleo. Será por tanto más fácil, dentro del
mismo grupo, arrancar los electrones más externos
cuanto más abajo estemos. Se deduce que el potencial de
ionización crece de abajo hacia arriba en el mismo grupo.
Crecimiento del potencial de
electrónica y electronegatividad
ionización,
afinidad
Afinidad electrónica se define como la energía que se
desprende por mol al formarse un ión negativo:
–
X → X + AE
La afinidad electrónica será máxima en los elementos cuya configuración electrónica esté próxima a la
de los gases nobles y mínima en los alcalinos. También será mayor cuanto menor sea el efecto de
pantalla de los electrones de las capas inferiores. Es decir, como en el caso del potencial de
ionización crece de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Electronegatividad se define como la capacidad que tiene un átomo para atraer el par electrónico
compartido frente a otro átomo. Se deduce de la propia definición que se trata de una magnitud
relativa. Varía en la forma que lo hace la afinidad
electrónica y el potencial de ionización.
Volumen atómico es función del radio atómico. Los
máximos corresponden a los elementos del grupo 1 y los
mínimos a los del grupo 17.También se ve que aumenta
según aumenta el número atómico dentro del mismo
grupo mientras en cada periodo aumenta de derecha a
izquierda.
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