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Estructura atómica.
El sistema
periódico
1.
¿Es el átomo una esfera de materia,
homogénea y maciza? Explícalo.
2.
Indica la diferencia entre número
atómico y másico. Define isótopo.
3.
¿Por qué la mayoría de las masas
atómicas son decimales?
4.
Define configuración electrónica
de un elemento.
5.
¿Cómo están colocados los
elementos en el sistema periódico?
6. ¿Qué es un ion? Pon un ejemplo
de catión y de anión. ¿Cuál de estos
dos iones es de mayor tamaño: Fe2
o Fe3?
La ley de las proporciones definidas llevó a Dalton al convencimiento de que toda la materia estaba formada por átomos. Sin
embargo, su teoría atómica no permitía establecer si los átomos
tienen algún tipo de estructura interna.
Investigaciones realizadas a finales del siglo XIX y principios del
XX mostraron que los átomos están formados por partículas más
pequeñas. El desarrollo de la mecánica cuántica permitió describir
el ordenamiento de estas partículas dentro del átomo y el modo en
que este ordenamiento determina el comportamiento físico y químico del elemento y, por tanto, su posición en el sistema periódico.
Durante mucho tiempo se pensó que electrones, protones y neutrones eran partículas elementales. Ahora sabemos que los dos últimos son también entidades compuestas formadas por quarks, y los
científicos se preguntan si los quarks estarán a su vez constituidos
por partículas menores.
La teoría atómica aún no se puede dar por concluida, y tú puedes, con estudio y tesón, poner un ladrillo más en su construcción.
81
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1 El átomo divisible
Como ya sabemos, la materia es discontinua y está formada por partículas
indivisibles denominadas átomos; sin embargo, esta idea empezó a ser sometida a discusión a mediados del siglo XIX, cuando se inició el estudio del
comportamiento de la materia frente a la electricidad.
1.1. Descubrimiento del electrón
1
colimador
cátodo
alto vacío
ánodo
fluorescencia
fuente de alto voltaje
FIGURA 4.1. Tubo de rayos catódicos o negativos.
Viajan en línea recta
FIGURA 4.2. Un objeto colocado en la trayectoria
de los rayos catódicos proyecta una sombra.
En 1875, el inglés William Crookes (1832-1919) observó que
si en un tubo de vidrio que contiene gas a muy baja presión se
introducen dos electrodos (varillas metálicas) y entre ellos se aplica una diferencia de potencial elevada, aparece un flujo de corriente que parte del electrodo negativo, o cátodo, y viaja hasta el electrodo positivo, o ánodo. Allí choca con el vidrio que está tras él
(que tiene una capa de sulfuro de cinc, ZnS), produciendo una
luminiscencia (figura 4.1). El alemán Eugen Goldstein (18501930) llamó a dicho flujo rayos catódicos, al tener su origen en el
cátodo del tubo.
Diversos experimentos realizados con estos rayos demostraron que:
Tienen carga eléctrica negativa
FIGURA 4.3. Los rayos catódicos tienen carga negativa,
pues son desviados por los campos eléctricos.
Poseen masa
FIGURA 4.4. Los rayos catódicos tienen masa,
ya que pueden hacer girar una rueda de paletas.
En 1897, el inglés Joseph John Thomson (figura 4.5), estudiando el grado
de desviación de los rayos catódicos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, demostró que se trataba de partículas cargadas negativamente, halló
su relación carga/masa (1,759 1011 C/kg) y les llamó electrones, denominación
que ya había sugerido en 1891 el físico irlandés George Stoney.
Pronto se vio que la relación carga/masa era la misma independientemente
del tipo de gas existente en el tubo, la fuente de electricidad empleada o la
composición de los electrodos. Esto hizo pensar que los electrones debían
estar presentes en todos los átomos.
Thomson no pudo medir ni la carga ni la masa del electrón, pero el estadounidense Robert Millikan (1868-1953), con su experimento de la «gota de
aceite», determinó en 1909 la carga eléctrica del electrón (1,602 1019 C).
Este valor constituye la carga eléctrica mínima que puede transportar una
partícula.
FIGURA 4.5. Sir Joseph John Thomson (1856-1940),
premio Nobel de Física en 1906.
Conocida la carga del electrón, se pudo hallar su masa:
1,602 1019 C
me 9,107 1031 kg
1,759 10 11 C/kg
La masa más ligera conocida hasta entonces era la del átomo de hidrógeno
(1,661 1027 kg). ¡El electrón tiene una masa casi dos mil veces inferior a la
del átomo más pequeño! No había duda:
1
colimador: dispositivo para producir un
haz paralelo de radiación electromagnética.
Los electrones son partículas fundamentales que se encuentran en todos los
átomos.
82 Química
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2 Modelos atómicos
Para interpretar la naturaleza, el científico hace uso de modelos. Un modelo
es una construcción lógica que sirve para explicar las características o los
hechos que se presentan en una realidad. Así, por ejemplo, para explicar la
construcción de los átomos, se han propuesto diferentes modelos a lo largo de
la historia: desde los de Dalton, Thomson, Rutherford o Bohr, a los actuales
modelos atómicos, cada vez más claros y completos.
2.1. Primer modelo atómico: modelo de Thomson
La adición de nuevos electrones dotaría al átomo de una carga negativa,
mientras que la pérdida de algunos de los electrones primitivos le proporcionaría una carga positiva.
FIGURA 4.6. El átomo según el modelo atómico
de Thomson.
2.2. Descubrimiento del protón
En 1886, Goldstein observó, en un tubo de rayos catódicos con cátodo perforado, unos nuevos rayos que atravesaban los orificios o canales (figura 4.7).
Fueron llamados rayos canales o positivos porque viajaban hacia el electrodo
negativo, es decir, en sentido opuesto al de los rayos catódicos.
rayos
Los rayos canales también se propagan en línea recta, presentan
luminosidad y son desviados por la acción de campos eléctricos y
magnéticos, lo que demuestra su naturaleza eléctrica, aunque esta
es de signo contrario a la de los rayos catódicos. A diferencia de
ellos, la relación carga/masa de estos nuevos rayos sí depende de la
naturaleza del gas encerrado en el tubo, lo que hizo pensar que el
origen de los rayos canales se encontraba en los choques de los
rayos catódicos con los átomos del gas del tubo, a los que arrancaban algunos de sus electrones y convertían en iones, es decir, en
átomos cargados eléctricamente.
En 1904, J. J. Thomson sugirió un modelo que permitía encajar a los recién
descubiertos electrones dentro de un átomo eléctricamente neutro (ya que así
se suele presentar la materia). Imaginó a los átomos como esferas macizas y
uniformes de carga positiva neutralizada por los electrones, que estarían
incrustados en ellas (figura 4.6).
ánodo
rayos canales
catódicos
alto vacío
cátodo
perforado
fluorescencia
FIGURA 4.7. Tubo de rayos canales o positivos.
X→X 1e
Cuando el tubo contiene hidrógeno, sucede lo siguiente:
쐌 Cada partícula positiva posee una masa aproximadamente igual a la del
propio átomo de hidrógeno, es decir, 1 836 veces mayor que la del electrón.
쐌 Su carga positiva es igual, en valor, a la del electrón.
쐌 La relación carga/masa es la más alta obtenida: 9,573 107 C/kg.
Todo esto indica que el ion H es otra partícula fundamental.
Ernest Rutherford (figura 4.8), discípulo de Thomson, llamó protones (p)
a estos iones H.
Conocida la carga del protón, su masa se obtiene mediante la siguiente
relación:
1,602 1019 C
mp 1,673 1027 kg
9,573 10 7 C/kg
Dado que los átomos del gas hidrógeno encerrado en el tubo son neutros,
podemos concluir que electrones y protones son partes integrantes de los átomos y que en cada átomo neutro existe el mismo número de ambas partículas.
83 4.
FIGURA 4.8. Sir Ernest Rutherford (1871-1937),
premio Nobel de Química en 1908.
Estructura atómica. El sistema periódico
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2.3. Modelo atómico de Rutherford
En 1910, un grupo de investigadores dirigido por Rutherford realizó un
experimento, ya clásico, que mostraba cómo se distribuyen los electrones y los
protones en el átomo (figura 4.9).
protección
de Pb
fuente
radiactiva
haz de
partículas rendijas
placa de oro
pantalla
fluorescente
FIGURA 4.9. Experimento de Rutherford.
Dirigieron sobre una lámina de oro muy fina (es decir, con
pocas filas de átomos) un haz de partículas (iones positivos)
procedentes de una fuente radiactiva, las cuales actuaban a
modo de proyectil. Estas, al incidir sobre la lámina de oro, la
atravesaban y llegaban a una pantalla recubierta con sulfuro de
cinc, ZnS, donde producían un destello luminoso observable
mediante una lupa. Se contaron todos los impactos para así
poder determinar el número relativo de partículas que se desviaban en diversos ángulos. Como se esperaba, y debido a la
gran masa, velocidad y energía cinética de las partículas , la
mayoría pasaba en línea recta a través de la lámina, pero unas
pocas, aproximadamente una de cada veinte mil, experimentaban grandes desviaciones e incluso rebotaban.
Luego, si la masa y la carga eléctrica del átomo estuviesen distribuidas de
manera uniforme, tal y como mantenía Thomson, no tendrían por qué aparecer las desviaciones que experimentaban las partículas , algunas de las cuales,
como se ha indicado, llegaban incluso a rebotar contra la lámina.
Por consiguiente, el átomo, según Rutherford, contenía una zona con carga
positiva, muy pequeña y extremadamente densa (figura 4.10), que explicaría,
por repulsión, el rebote de algunas de las partículas . Rutherford le dio el
nombre de núcleo y en 1911 sugirió un nuevo modelo atómico. Según dicho
modelo, el átomo consta de dos partes:
FIGURA 4.10. En este esquema se observa que
el átomo tiene una región muy pequeña y con gran
poder de desviación.
쐌 El núcleo, que ocupa una fracción muy pequeña del volumen total del
átomo, acapara la mayor parte de su masa y está cargado positivamente
con protones.
쐌 La corteza, extensa zona donde los electrones giran alrededor del núcleo.
Como dicha zona ocupa la mayor parte del volumen atómico y la masa de
los electrones es tan pequeña, se puede decir que es una zona de vacío.
2.4. Descubrimiento del neutrón
Rutherford sugirió, en 1920, la existencia de un tercer tipo de partícula que,
sin carga, tendría una masa parecida a la del protón y estabilizaría el núcleo.
Propuso llamarle neutrón. En 1932, James Chadwick (1891-1974), discípulo
de Rutherford, bombardeando berilio con partículas , detectó una radiación
neutra muy penetrante: eran los neutrones (n).
9
4
Be 24 He → 126 C 01 n
Hoy se sabe que los neutrones tienen una masa ligeramente mayor que la
del protón y que se encuentran junto a este en los núcleos de todos los átomos, con excepción de la forma común del hidrógeno. La tabla 4.1 refleja las
características más importantes de las partículas fundamentales constituyentes
del átomo (electrón, protón y neutrón) descubiertas hasta ese momento.
Compara…
Si imaginamos un átomo con las
dimensiones de un estadio de fútbol, su núcleo sería del tamaño de
una canica colocada en el centro.
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
Carga (C)
1,602 10
19
1,602 10
19
0
Carga (C) relativa
1
1
0
Masa (g)
9,107 10
28
1,673 10
24
1,675 10
24
TABLA 4.1. Resumen de las características principales de electrones, protones y neutrones.
84 Química
Masa (u) reposo
0,000 55
1,007 6
1,009 0
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3 Números que identifican a los átomos
Los átomos se diferencian entre sí por el número de partículas subatómicas
que contienen, que vienen identificadas mediante dos números: el atómico y
el másico.
3.1. Número atómico
En 1913, el inglés Henry Moseley (1887-1915) ideó un método que permitía conocer la carga positiva existente en el núcleo de un átomo. A partir de
ese momento, los elementos pudieron ser ordenados en orden creciente por
su carga nuclear, que pasó a llamarse número atómico.
El número atómico expresa la carga nuclear de un átomo, es decir, el número de
protones que tiene, y es una propiedad característica del elemento al que pertenece. Se representa por la letra Z.
Así, ZH 1, ZHe 2, ZLi 3… significa que los átomos de hidrógeno tienen
1 protón en su núcleo; los de helio, 2 protones; los de litio, 3, etcétera.
En un átomo neutro, el número de protones coincide con el de electrones.
No sucede así en los iones positivos (cationes), donde el número de electrones
es menor que el de protones; ni en los iones negativos (aniones), donde es
mayor el número de electrones.
Por ejemplo, ZNa 11 indica que el átomo de sodio tiene 11 protones en el
núcleo y 11 electrones en la corteza, mientras que su ion Na tendrá 11 protones en el núcleo y 10 electrones en la corteza. Siguiendo el mismo razonamiento, S2 (ZS 16) es un ion con 16 protones en su núcleo y 18 electrones
en su corteza.
Nucleón
El término nucleón engloba a las
partículas que se encuentran en
el núcleo (protón y neutrón).
3.2. Número másico
El número másico expresa la suma de protones y neutrones existentes en el
núcleo de un átomo. Se representa por la letra A.
4.1
A Z neutrones
El número atómico, el número de neutrones y los números másicos son
siempre números enteros positivos.
La composición del núcleo de un átomo se indica de la siguiente forma:
A
Z
X
donde X es el símbolo del elemento, Z es el número atómico (se sitúa abajo y
a la izquierda), y A es el número másico (se sitúa arriba y a la izquierda).
Así, la expresión 20
10 Ne nos informa de que el núcleo de un átomo del
elemento neón está formado por 10 protones y 10 neutrones (20 10).
APLICACIÓN 1
Calcula el número de protones, neutrones y electrones que existen en los siguientes elementos e iones: Al, Al3, O y O2, sabiendo que sus números másicos son 27
para el Al y 16 para el O, y sus números atómicos, 13 y 8, respectivamente.
쐌
쐌
쐌
쐌
Para el Al: protones 13, electrones 13, neutrones 14
Para el Al3: protones 13, electrones 10, neutrones 14
Para el O: protones 8, electrones 8, neutrones 8
Para el O2: protones 8, electrones 10, neutrones 8
85 4.
Estructura atómica. El sistema periódico
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Isótopos
En 1913 se observó que si los tubos de descarga contenían neón, de masa
atómica 20,18, aparecían dos tipos de desviaciones cuando se aplicaban dos
campos paralelos, uno eléctrico y otro magnético. Una de las desviaciones
correspondía a partículas de masa 20, y la otra, más débil, a partículas de masa 22.
Esto quería decir que ¡el elemento neón contenía dos tipos de átomos!
90,9
abundancia
100 %
8,8
0,2
20
21
22 masas atómicas
FIGURA 4.11. Espectro de masas del neón. Hoy se sabe que este elemento tiene tres isótopos.
Desde Dalton se creía que todos los átomos de un elemento eran iguales
(véase UNIDAD 1). Sin embargo, este experimento parecía contradecir aquel
postulado. Como estos átomos de masa distinta debían colocarse en el mismo
lugar del sistema periódico, pues pertenecen al mismo elemento, se les llamó
isótopos, término griego que significa precisamente «mismo lugar».
Se llaman isótopos las distintas clases de átomos que forman un elemento. Los
isótopos tienen el mismo número atómico y distinto número másico, es decir, se
diferencian en el número de neutrones.
En la tabla 4.2 pueden verse algunos ejemplos de isótopos.
Elemento
Isótopo
12
6
98,9
13
6
1,1
14
6
1010
16
8
99,76
17
8
0,04
18
8
0,20
C
C
C
C
0
O
0
0
Al
27
13
Al
0,006
235
92
0,72
238
92
99,27
20
10
91
U
U
Ne
Ne
100
234
92
U
U
Abundancia
natural (%)
ctividades
1
Completa en tu cuaderno la tabla e indica los posibles isótopos existentes:
Z
A
N.° de p
N.° de n
N.° de e
11
5
B
17
8
O
17
0,3
22
10
8,7
Ne
En la naturaleza, la mayoría de los elementos poseen dos o más isótopos
que se presentan siempre en las mismas proporciones.
Isótopos
21
10
Ne
Actualmente se sabe que la mayoría de los elementos se encuentran en forma de mezclas isotópicas. Por ejemplo, el hidrógeno tiene tres isótopos: 11 H,
2
3
1 H y 1 H, cuya abundancia en el elemento hidrógeno es de 99,985 %, 0,015 % y
0,000 1 %, respectivamente. Cada isótopo del hidrógeno tiene nombre propio:
protio (11 H), deuterio (12 H) y tritio (13 H).
20
235
92
8
TABLA 4.2. Ejemplos de isótopos.
6
7
109
47
Ag
20
17
35
86 Química
10
8
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En la UNIDAD 1 se comentó el hecho, señalado por Berzelius, de que las
masas atómicas no son números enteros. Así, la masa atómica del hidrógeno
es 1,007 94; la del oxígeno, 15,999 4; la del cloro, 35,452 7, etcétera.
La causa principal de que las masas atómicas de los elementos sean números
decimales es que son medias ponderadas de las masas atómicas de los isótopos
que contienen.
La masa atómica de un isótopo es algo menor que la correspondiente al
conjunto de sus protones y neutrones, debido a la pérdida de masa que se
35
libera en forma de energía al formarse el núcleo. Por ejemplo, el isótopo 17
Cl
tiene una masa de 34,968 85.
Pérdida de masa
La pérdida de masa que sufre el
núcleo de un átomo al formarse
no es tal, ya que se transforma
en energía según la ecuación
E mc2, con lo que el balance total es cero.
En base a todo esto, se puede mejorar la definición de elemento de Boyle
(«sustancia que no puede descomponerse en otras más sencillas»):
Un elemento químico es aquella sustancia pura formada por átomos que tienen
igual número atómico.
Así, el protio, el deuterio y el tritio son átomos que pertenecen al mismo
elemento, el hidrógeno (H). Y los tres isótopos del neón, por su parte, forman
parte del elemento Ne (neón).
APLICACIÓN 2
Calcula la masa atómica del cloro sabiendo que está constituido por dos isóto35
37
pos, 17
Cl y 17
Cl, de masas 34,968 8 u y 36,965 9 u, y que sus abundancias en la
naturaleza son del 75,53 % y del 24,47 %, respectivamente.
Se trata de hallar una media ponderada. Así, en 10 000 átomos de cloro habrá
35
37
7 553 átomos de 17
Cl y 2 447 átomos de 17
Cl. La masa de todos ellos será:
7 553 34,968 8 2 447 36,965 9 354 574 u
354 574
Con lo que la masa promedio de cada uno es: 35,457 4 u
10 000
La elección de 10 000 átomos está relacionada con el número de decimales de los
porcentajes de abundancia. De esta forma conseguimos un número entero de
átomos de cada clase.
El problema puede resolverse también eligiendo 100 átomos, pero entonces no
debe extrañarnos que se hable de 75,53 átomos y 24,47 átomos:
m1 % m2 %
34,968 8 75,53 36,965 9 24,47
m
35,457 4 u
100
100
ctividades
2
14
29
28
14
¿Cuáles de los siguientes átomos son isótopos del mismo elemento: 14
A; 28
B;
30
14
C; 14D; 30E?
3 ¿Por qué las masas atómicas de la mayoría de los elementos son números decimales?
4 Indica el número de electrones, de protones y de neutrones de las siguientes
especies químicas: a) Ag-107; b) 32S2; c) 27Al3
5 La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números
másicos 107 y 109, que intervienen en una proporción del 56 % y del 44 %, respectivamente. Calcula la masa atómica de la plata natural.
6 En la naturaleza se encuentran dos isótopos del bromo: 79Br y 81Br. Deduce la
proporción en que ambos isótopos forman parte del bromo natural, sabiendo que
la masa atómica del elemento es de 79,9.
Solución: 55 % y 45 %
87 4.
Estructura atómica. El sistema periódico
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4 Estructura electrónica del átomo
Recuerda
쐌 Longitud de onda es la distancia entre dos puntos consecutivos
de una onda que se hallan en el
mismo estado de vibración. Se
mide en m, cm, Å, etc.
쐌 Frecuencia es el número de
ondas que pasan por un punto
cada segundo. Se mide en s1 o,
lo que es lo mismo, en hertzios
(Hz), en honor de Heinrich Hertz.
En este epígrafe vamos a interpretar la estructura electrónica de los átomos,
es decir, el modo en que están situados los electrones dentro de aquellos. Con
este fin, emprenderemos un viaje a través del tiempo.
4.1. Espectros atómicos
Habrás observado muchas veces que, cuando un haz de luz visible atraviesa
un prisma transparente, se descompone en luces de distintos colores (los del
arco iris). El fenómeno fue estudiado por Isaac Newton (1643-1727), que
denominó al conjunto de los siete colores que componen la luz visible
espectro continuo de la luz.
Este fenómeno se debe a que las distintas radiaciones o colores que componen cualquier luz compleja (o policromática) no se propagan con la misma
velocidad al atravesar los diversos medios transparentes (vidrio, agua…) y, por
tanto, se desvían con distintos ángulos de refracción, lo que ocasiona la separación de las diferentes luces simples (o monocromáticas) que componen la
luz compleja.
Hoy sabemos que el espectro de la luz visible está formado por una infinidad de colores (que nuestros ojos aprecian agrupados en siete), cada uno de
los cuales es una radiación electromagnética que puede describirse en términos ondulatorios y, por tanto, puede ser caracterizado por una longitud de
onda () y una frecuencia () determinadas (figura 4.12). El producto de la
longitud de onda por la frecuencia de una radiación electromagnética es siempre una cantidad constante que coincide con la velocidad de la luz en el vacío:
FIGURA 4.12. La primera onda tiene mayor y menor que la segunda.
Recuerda
c 3 108 m/s
Un nanómetro (nm) equivale a
109 m.
4
Las longitudes de onda de las radiaciones que componen el espectro de la
luz visible varían, más o menos, entre 400 nm (región del violeta) y 780 nm
(región del rojo). A un lado y otro de este rango existen otras muchas radiaciones electromagnéticas que nuestros ojos no pueden ver, pero que ciertos
instrumentos sí son capaces de detectar (figura 4.13).
longitud de onda λ (m)
ondas largas
3
10
2
10
10
10
ondas cortas
1
1
6
10
10
baja frecuencia
7
8
2
10
ondas de radio
5
4.2
3
10
4
10
microondas
9
10
10
10
10
frecuencia γ (Hz)
10
11
10
5
10
6
10
7
10
infrarrojos
12
10
13
9
10
10
10
10
15
10
16
17
10
10
11
10
ultravioleta
14
10
8
10
12
10
13
10
10
rayos rayos X
18
10
19
10
20
10
(nm)
700
600
500
400
(Hz)
4,28 . 1014
5 . 1014
6 . 1014
7,5 . 1014
21
10
alta frecuencia
FIGURA 4.13. Conjunto de radiaciones electromagnéticas.
ctividades
7 Conocidas las longitudes de onda, calcula el rango de frecuencias de la luz visible. ¿Qué tipo de relación existe entre la longitud de onda y la frecuencia?
88 Química