1.- introducción

1.- INTRODUCCIÓN
Retomando el módulo 1: “El mundo que nos rodea”. En el primer módulo, hemos mencionado los modelos
científicos que usa la ciencia; y mostramos los distintos modelos atómicos. En este módulo desarrollaremos
sintéticamente cada uno, para introducirlos al conocimiento de la estructura de la materia.
La química es una ciencia experimental que se basa en el estudio de las reacciones, de las cuales se obtiene
información cualitativa y cuantitativa. La primera nos indica la clase de sustancias que participan (tanto
reactivos como productos). En cambio, la información cuantitativa está relacionada con la cantidad (masa,
volumen, n° de partículas, etc.) de las sustancias (átomos, moléculas e iones) que entran en juego.
En este módulo, conocerás las magnitudes atómicas y moleculares que te permitirán resolver problemas
numéricos y conceptuales relacionados con la química cuantitativa. El contenido de este módulo te ayudará a
vincular nuevos conceptos con los anteriores, comprenderlos y poder aplicarlos.
Composición de la materia. Haciendo un poco de historia
John Dalton
(inglés, 1766-1844)
Ernest Rutherford
(neozelandés, 1871-1937)
Demócrito
(griego, 460 a.C.)
Desde tiempos remotos, el hombre se ha visto impulsado a examinar y a tratar de descubrir la estructura de la
materia y comprender todos los fenómenos que se relacionan con ella.
Entre los siglos VI y V a.C. los filósofos Leucipo y Demócrito concibieron la materia como discontinua,
suponiéndola formada por pequeñas partículas indestructibles a las que llamaron ÁTOMOS, que significa
indivisible o inseparable (del griego, a: privativo – tomo: cortar o dividir).
Para Demócrito había un tipo de átomo diferente para cada sustancia y cada uno tenía un peso característico,
distinto del átomo de otra sustancia. El concepto de átomo le permitió interpretar fenómenos cotidianos como la
evaporación y la difusión entre otros.
Tiempo después Platón y Aristóteles (dos grandes filósofos griegos) negaron las ideas atomistas de
Demócrito, lo que llevó a olvidar este modelo de la estructura de la materia durante dos mil años.
En la revolución científica del siglo XVII, Galileo Galilei (italiano, 1564-1642), Francis Bacon (inglés, 15611626), Isaac Newton (inglés, 1643-1727) y Robert Boyle (irlandés, 1627-1691), retoman nuevamente la
concepción atomista.
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2.- EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA
2.a.- Teoría atómica de Dalton
En el siglo XIX, con John Dalton, comenzaron a surgir las nuevas ideas acerca de la composición de la materia,
cuando propuso la teoría atómica y revolucionó el incipiente mundo de la química.
En el libro Un nuevo sistema de filosofía química (1808), Dalton expuso su teoría atómica. El mérito de
este autor fue el de incorporar al mundo físico un concepto filosófico, como el de átomo. Dalton y Antoine
Laurent Lavoisier (francés,1743-1794) son considerados los fundadores de la Química moderna.
La teoría atómica de Dalton se fundamentó en diversos hechos experimentales y puede resumirse en los
siguientes postulados:
1. Los elementos están formados por partículas muy pequeñas llamadas átomos. Los átomos
de un mismo elemento son idénticos entre sí y los de distintos elementos son diferentes.
2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier
compuesto la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos presentes
es un número entero o se puede expresar como una fracción simple.
3. Una reacción química implica solo una separación, combinación o nueva disposición de
átomos, pero éstos no se crean ni se destruyen.
El concepto de átomo de Dalton es más detallado y específico que el concepto de átomo indivisible de
Demócrito, como lo explican los postulados anteriores. Esta idea tuvo validez menos de un siglo ya que nuevos
hechos experimentales contribuyeron al desarrollo de la teoría atómica moderna.
2.b.- Teoría atómica moderna
Las experiencias que ampliaron el desarrollo de la teoría atómica postulada por John Dalton, dieron origen a los
siguientes modelos atómicos:
1. El descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia y de la naturaleza del electrón
(1900). Modelo atómico de Thomson
En 1833 Michael Faraday (inglés, 1791-1867) realizó la electrólisis del agua que consistía en hacer pasar una
corriente eléctrica a través de una solución acuosa, en la cual se producía una reacción química y el resultado de
esta experiencia fue la clave más importante para interpretar y entender la naturaleza eléctrica de los átomos.
Este físico concluyó diciendo que “Los átomos de materia están de alguna manera dotados o asociados con
poderes eléctricos a los que les deben sus cualidades más llamativas”.
En 1874, George Johnstone Stoney (irlandés, 1826-1911) reconoció el contenido de los experimentos de
Faraday, y fue el primero que propuso el término “electrón” para describir la unidad fundamental de la carga
eléctrica. Pero hasta 1897, no se encontró ninguna evidencia sobre la existencia y propiedades de dicha
partícula.
En ese año, Joseph John Thomson realizando experiencias en tubos de descarga descubrió que las
partículas que constituían los rayos catódicos tenían carga eléctrica negativa. Años más tarde las llamó
ELECTRONES, cuya naturaleza no depende del gas ni del material del electrodo, por consiguiente se trataría
de una partícula constituyente de toda la materia. La televisión es un ejemplo de ello, ya que está compuesta
por un tubo de rayos catódicos cuyos rayos se bombardean sobre una pantalla.
Thomson encontró que la masa del electrón es muy pequeña con respecto a la del átomo y de carga negativa y
pudo medir la relación carga y masa del electrón.
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Las experiencias realizadas en tubos de descarga permiten llegar a la conclusión de que los rayos catódicos son
electrones, es decir, fragmentos corpusculares del átomo, y no átomos electrificados.
Robert Andrews Millikan (estadounidense, 1868-1953) determinó en 1913 la carga del electrón con la
experiencia de la gota de aceite.
Años mas tarde, los científicos pensaron en un modelo electrónico del átomo constituido por partículas negativas
(electrones) y predijeron la existencia de partículas positivas ya que la materia es eléctricamente neutra (no tiene
carga eléctrica neta, por lo tanto, debe haber igual número de cargas positivas y negativas).
Realizando experiencias nuevamente en tubos de rayos catódicos, Eugen Goldstein (alemán, 1850 - 1930),
descubrió una corriente de partículas positivas a las que denominó rayos canales, luego los llamó PROTONES.
Para ello realizó la siguiente experiencia: colocó un cátodo agujereado, mientras las partículas negativas eran
atraídas por el ánodo, las cargadas positivamente eran atraídas por el cátodo; esto explicaba la luminosidad que
aparecía detrás del cátodo. La experiencia realizada se muestra en el siguiente gráfico.
(+)
(-)
a)
Los electrones
viajan del cátodo hacia el ánodo.
b)
Los iones positivos viajan hacia el cátodo
o electrodo negativo.
c)
Como el cátodo está conectado a una placa
agujereada, algunas partículas positivas atraviesan dicha
placa y forman los rayos canales que se detectan en la
pared del tubo como un brillo tenue.
De esta manera, se consideraba al átomo formado por partículas positivas y negativas; la dificultad consistía en
saber como estaban distribuidas las mismas.
A partir de estos experimentos surgió el modelo atómico de Thomson, llamado de uvas en gelatina o budín de
pasas, un modelo de átomo compacto.
Modelo atómico de Thomson (1903)
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2. El átomo está constituido por un núcleo positivo rodeado de electrones (1911). Modelo
atómico de Rutherford
En 1910, Ernest Rutherford utilizando el fenómeno de la radiactividad en sus investigaciones, hizo incidir
partículas alfa (α, masa y carga similar a los núcleos de los átomos de helio, 42He2+) sobre una lámina delgada
de oro y observó con gran sorpresa que la mayoría de ellas pasaban a través de la lámina, mientras que sólo
algunas se desviaban e incluso regresaban hacia la fuente emisora por la misma trayectoria (como se muestra en
a). Esto permitió refutar el modelo de Thomson (átomo compacto) ya que la carga positiva del átomo era muy
difusa .
Esta experiencia sirvió para demostrar cómo están distribuidas las partículas eléctricas dentro del átomo. Además
constituyó una etapa decisiva en el conocimiento del mismo.
A partir de esto, Rutherford postuló que la carga positiva del átomo está concentrada en un punto llamado
núcleo. Cuando una partícula alfa se acerca al núcleo, actúa una fuerza de repulsión (cargas del mismo signo se
repelen) y sufre una gran desviación por tener carga del mismo signo. Supuso entonces, que la mayor parte de
un átomo debe ser espacio vacío ya que la mayoría de las partículas pasaron a través de la lámina de oro con
muy poca o ninguna desviación (como se muestra en b).
Rutherford concluyó diciendo que la mayor parte de la masa del átomo se encuentra concentrada en el núcleo,
donde se ubican las partículas positivas.
El radio del núcleo es 10.000 veces más pequeño que el radio atómico.
Dado que los átomos son neutros, cada átomo deberá tener igual número de cargas positivas y negativas para
mantener la electroneutralidad.
Los electrones se encuentran a gran distancia del núcleo. La masa del electrón es despreciable (o sea,
insignificante, muy pequeña) con respecto a la masa del núcleo.
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Dimensiones aproximadas de radio atómico y radio del núcleo
10-8 ≅ el radio atómico
10-12 ≅ el radio del núcleo atómico
El modelo de Rutherford era semejante al sistema planetario y totalmente diferente al modelo compacto de
Thomson.
1911- Modelo de Rutherford
¿Por qué se cambió este modelo?
Se dejó de lado este modelo porque era incompatible con los conocimientos (bien corroborados) que existían en
ese momento sobre electricidad. Toda carga eléctrica en movimiento, emite energía. Por lo tanto, si los
electrones se movían alrededor de un núcleo positivo, y perdían energía continuamente, terminarían chocando
contra el núcleo. Es decir, a medida que el electrón perdía energía, la atracción que ejercía el núcleo (con carga
de signo contrario) aumentaba.
Como esto no ocurre en la realidad, ya que si no, no existiría la materia, el modelo propuesto debe estar
equivocado.
3. Las ecuaciones de la mecánica cuántica explican el comportamiento de los electrones en los
átomos (1925). Modelo atómico de Bohr y modelo atómico actual
Modelo atómico de Bohr
Los físicos sabían que los átomos estaban formados por protones y electrones y que estos últimos giraban
alrededor del núcleo a altas velocidades en órbitas circulares. Niels Bohr (danés, 1885-1962) propuso un
modelo atómico que permitía explicar el movimiento de los electrones sin caer dentro del núcleo.
Las bases del modelo de Bohr fueron las siguientes:
• Los electrones en los átomos solo presentan ciertos estados energéticos estables. Así, no cualquier órbita
del modelo planetario estaría permitida para el electrón.
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•
Los electrones son partículas cargadas, pero no emiten radiación en su viaje alrededor de núcleo, sino
solamente cuando cambia el radio de su órbita.
Cuando todos los electrones de un átomo se encuentran en su estado de mínima energía, se dice que el átomo
está en estado fundamental. Y los electrones ocupan los niveles energéticos más cercanos al núcleo.
Cuando un electrón absorbe energía, se aleja del
núcleo; “salta” a niveles de mayor valor energético.
Este estado es sólo temporal y el electrón libera esa
energía absorbida en forma de luz, regresando al nivel
del que partió. El color de la luz emitida depende de la
cantidad de energía liberada.
Un átomo se dice que está en estado excitado
cuando uno o más electrones (a los que les
correspondería estar en un determinado nivel, por
ejemplo, 1 ó 2 ó 3…) absorbieron energía y “saltaron”
a un nivel de energía superior.
Modelo atómico actual
El modelo atómico de Bohr se ajustaba muy bien a los espectros, observados en el átomo de hidrógeno, pero no
podía explicar las características de los átomos con mayor número de electrones.
En 1900 Max Karl Planck (alemán, 1858-1947), creador de la teoría cuántica, explicó que la energía se radia
en unidades pequeñas separadas, denominadas cuantos.
Así se inicia para la física la etapa conocida como mecánica cuántica y proporciona los cimientos para la
investigación en lo referente a la energía atómica.
Los átomos absorben o emiten luz de distintas longitudes de onda, los experimentos espectrales indicaban que la
energía de los electrones no podían tomar cualquier valor; Plank, explicaba por qué los cuerpos calientes emitían
radiación electromagnética y llegó a la siguiente conclusión: los electrones sólo absorben o emiten luz en
pequeños paquetes de energía (cuantos de energía, deriva del latín quantum, que significa cantidad elemental).
Surge así el nombre de teoría cuántica o teoría de los cuantos.
Plank calculó que la mínima cantidad de energía luminosa que puede absorber o emitir un cuerpo depende de la
frecuencia de la luz que emite o absorbe
La fórmula que interpreta este hecho es la siguiente:
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E = h .v
E= energía de un cuanto
h= constante de Planck
v= frecuencia de la radiación medida en oscilaciones por segundo
Las ecuaciones de la mecánica cuántica introducen cuatro números cuánticos que describen los estados de
energía posible para los electrones y por lo tanto, la probabilidad de encontrarlos en una zona del espacio
alrededor del núcleo atómico. A esta región del espacio donde es probable encontrar al electrón, se la llama
orbital.
n= número cuántico principal
l= número cuántico secundario
m= número cuántico magnético
s= número cuántico spin
Si pudiéramos fotografiar al electrón de un átomo en un instante dado y tomásemos varias fotografías sucesivas,
observaríamos al superponerlas que las posiciones del electrón nos dan una imagen de nube electrónica difusa,
sin límites definidos, que nos indica que el electrón no gira en órbitas determinadas y sólo podemos encontrar al
mismo en el orbital.
En las siguientes figuras, se observa lo explicado:
Ubicación de un electrón en el átomo
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3.- ESTRUCTURA ATÓMICA
El modelo actual del átomo postula que éste se encuentra formado por tres partículas fundamentales:
protones, neutrones y electrones. Los protones y los neutrones, a su vez, están formados por partículas más
pequeñas denominadas quarks.
En la zona central o núcleo se encuentran los protones y neutrones. La masa de los protones y los neutrones es
similar. Los protones poseen carga positiva (+) y los neutrones carecen de carga eléctrica.
Los electrones se encuentran en continuo movimiento en una zona, alrededor del núcleo, llamada nube
extranuclear. Tienen carga negativa y su masa es 1840 veces menor que la de los protones.
Esto se sintetiza en el siguiente cuadro:
Átomo
formado por
núcleo
protones
masa
1
carga
(+)
nube extranuclear
neutrones
masa
1
electrones
carga
0
masa
1
1840
carga
(-)
3.a.-Número atómico, número másico
En la tabla periódica los elementos se encuentran ordenados de acuerdo con un número creciente, ese número
recibe el nombre de número atómico o número de orden y se representa con la letra Z. Identifica a los
distintos elementos. Este número indica la cantidad de protones que un átomo de un elemento tiene en su
núcleo. Por lo tanto, en los átomos (ya que son eléctricamente neutros) ese número indica también la cantidad
de electrones.
En el núcleo además de protones hay neutrones. La suma del número de protones y neutrones recibe el nombre
de número másico y se simboliza con la letra A.
La forma aceptada para anotar el número atómico y el número de masa (másico) de un elemento X es la
siguiente:
Número de masa = Número de protones + Número de neutrones
A = Z + Número de protones
El número de neutrones se puede calcular así:
Nº de neutrones = A - Z
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3.b.-Isótopos
Se llaman así a los átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Por lo tanto,
podemos decir que por tener el mismo Z, pertenecen al mismo elemento pero se diferencian en el número de
neutrones.
Del hidrógeno se conocen estos tres isótopos...
Propio
Deuterio
1p+ 1e-
1p+ 1e- 1n
Tritio
1p+ 1e- 2n
El agua pesada que se utiliza en los reactores nucleares lleva ese nombre porque la molécula de agua está
formada por un isótopo pesado del hidrógeno, el deuterio. Su fórmula suele escribirse, D2O.
En medicina se utilizan radioisótopos (isótopos radiactivos), como por ejemplo el Co-60, para la destrucción de
tumores y otros en el estudio del funcionamiento de ciertas glándulas.
El carbono-14 (isótopo radiactivo del C) se utiliza para determinar la antigüedad de objetos (datación); siendo
muy útil en investigaciones arqueológicas, antropológicas o paleontológicas.
3.c.-Isóbaros
Son átomos que tienen el mismo número másico y distinto número atómico. Por lo tanto, pertenecen a distintos
elementos (por tener distinto número atómico).
Ejemplo:
3.d.-Iones
Los iones son partículas con carga eléctrica. Es decir que el número de protones no es igual al número de
electrones. Esto puede deberse a una pérdida o ganancia de electrones.
Si un átomo pierde electrones, se transforma en ion positivo llamado catión, y queda con tantas cargas
positivas como electrones haya perdido.
Si un átomo gana electrones, se transforma en ión negativo llamado anión, y queda con tantas cargas
negativas como electrones haya ganado.
Veamos los siguientes ejemplos:
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Na+ + 1e-
Na
El átomo de Na es neutro y cuando pierde un electrón se transforma en catión Na+.
Cl + 1 e-
Cl-
En este caso el átomo de cloro neutro gana un electrón y se transforma en anión cloruro.
•
•
Recordá que siempre son los electrones los que se ganan o pierden y no los protones.
La modificación en el número de protones en un átomo significa la transformación de un elemento en
otro. Esto ocurre durante las reacciones nucleares, en las estrellas, en los reactores nucleares o durante
una explosión atómica.
En el cuadro se indica
la composición
atómica del catión sodio
y del anión fosfuro
11 protones
15 protones
12 neutrones
16 neutrones
10 electrones
18 electrones
4.- MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES
En la introducción de este módulo dijimos que la química es una ciencia cuantitativa. Esto es porque estudia
las relaciones de masas entre los átomos, iones o moléculas que participan en los procesos fisicoquímicos.
Al observar una muestra de agua, un alambre de cobre o un trozo de metal, no podemos ver los átomos o
las moléculas que componen cada una de estas sustancias. Las partículas que las forman son infinitamente
pequeñas y nos resultaría muy difícil medir su tamaño y su masa. En el siguiente cuadro podés observar la masa
y carga de cada partícula subatómica.
Partícula
Masa (g)
Carga en coulomb
Carga Unitaria
Electrón
9.1095.10-28
-1,6022.10-19
-1
Protón
1,67252.10-24
+1,6022.10-19
+1
Neutrón
1,67495.10-24
0
0
Las masas de los átomos son muy pequeñas comparadas con las masas que se manejan habitualmente. Esto
hace imposible medirlas con las balanzas convencionales y en las unidades habituales como kg, g e incluso mg
que resultan demasiado grandes para que sean de utilidad. Observando en el cuadro anterior, la masa de un
protón, un electrón y un neutrón expresados en gramos, podemos decir que son poco prácticas para indicar la
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masa de un elemento dado. Si quisiéramos indicar en gramos la masa del uranio (elemento más pesado que
contiene la corteza terrestre), obtendríamos un valor de 3,9.10-22 g.
Uranio Z: 92
A: 238
1p+
1,67.10-24g
238 *
X
X=
1,67.10-24 . 238
= 3,97.10-22g
1
*238 partículas que hay dentro del núcleo (protones y neutrones) considerando que los valores de
ambas son iguales.
Si los átomos son tan pequeños, ¿cómo se puede determinar su masa?
No es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales a partir de los cuales se puede
determinar la masa de un átomo en relación con la de otro.
El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento dado, de tal forma que se
pueda utilizar como PATRÓN.
En las masas de protón, neutrón y electrón se requiere escribir frecuentemente factores de 10-21 cuando las
expresamos en gramos.
Debido a esta dificultad, Dalton sugirió tomar la masa del átomo de hidrógeno como unidad para expresar la
masa de los átomos de los otros elementos. Dándole el valor 1, a la masa del átomo de H (que es el elemento
más liviano), resultaban valores superiores a la unidad para la masa de átomos de los elementos restantes.
Con el correr del tiempo se presentaron dificultades que hicieron modificar el elemento tomado como unidad
(patrón) para comparar la masa de los otros elementos.
•
Fue en 1961 que se eligió como patrón de referencia al isótopo más abundante del carbono asignando a
su masa un valor de doce unidades de masa atómica (uma). La uma se representa simplemente con la
letra “u”.
Por definición, la u es la 1/12 parte de la masa de un átomo de
1u=
12
C.
Masa de un átomo de carbono(12C)
12
= 1,66.10-24 g
Como el núcleo de este isótopo presenta doce partículas en total, de las cuales seis son protones y seis
neutrones, y además la masa de estas partículas son similares, podría decirse que la masa de 1 u es
aproximadamente igual a la de un protón o un neutrón y vale:
11 de 17
1 u = 1,66. 10-24 g
Calculemos la masa de un átomo de hidrógeno expresada en u:
1,66.10-24 g
1u
1,67.10-24 g *
1,006 u (aprox. 1 u)
* 1,67.10-24 g es el equivalente a la masa de un átomo de hidrógeno en gramos
4.a.- Masa atómica
Si en lugar de expresar los valores en gramos de la masa atómica, se utiliza esta unidad como referencia, se
puede hablar de masa atómica relativa (Ar). Debemos aclarar que no es la masa de un átomo en particular,
sino el promedio de la masa de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza, y deberíamos
denominarla masa atómica promedio, aunque se utiliza masa atómica.
Así, la masa atómica del oxígeno es 15,994, es decir que un átomo de oxígeno es 15,9994 veces más pesado
que 1 u.
4.b.- Masa molecular (Mr)
Si hacemos referencia a una sustancia formada por moléculas, hablamos de la Masa molecular relativa (Mr).
Esta magnitud es un número abstracto que indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula con respecto
a la u; se sigue utilizando la misma unidad.
Se puede calcular la masa molecular (Mr) de la siguiente manera:
Agua:
Mragua = 2. ArH + ArO
Mragua = 2. 1 + 16 = 18
Molécula
de agua
formada
por
+
2 átomos de
hidrógeno
12 de 17
1 átomo de
oxígeno
5.-CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA
5.a.- Configuración electrónica
La configuración electrónica de un átomo indica como están distribuidos los electrones alrededor
del núcleo.
Números cuánticos
Los electrones se encuentran moviéndose alrededor del núcleo atómico, en la llamada nube o zona
extranuclear. Su distribución en este espacio, no se da de cualquier manera, sino en determinados niveles y
subniveles y está íntimamente relacionada con muchas propiedades de los átomos.
A partir de la resolución de las llamadas ecuaciones de onda (cuyo estudio excede este curso), se determinan
tres de los cuatro números cuánticos que se usan para caracterizar los electrones de un átomo.
Estos números cuánticos son los siguientes:
n: número cuántico principal: indica el nivel de energía al que pertenece el electrón y se encuentra
relacionado con la distancia promedio al núcleo. Toma valores desde 1 hasta infinito.
l: número cuántico secundario: indica el subnivel de energía al que pertenece el electrón y describe la forma
de la nube electrónica. Sus valores dependen de los n, partiendo de 0 toma todos los valores posibles hasta (n –
1), pero generalmente se representa por medio de letras, así cuando l vale:
0 se le asigna la letra s
1 se le asigna la letra p
2 se le asigna la letra d
3 se le asigna la letra f
m: número cuántico magnético: indica la orientación de la nube electrónica. Determina el orbital al que
pertenece el electrón. Puede tomar valores desde –1 hasta +1.
s: número cuántico spin: indica el sentido de rotación del electrón sobre sí mismo respecto a un eje
imaginario. Este giro puede ser en sentido horario o antihorario y, por lo tanto, sólo existen dos valores, uno
negativo y otro positivo. Como además, la probabilidad de que tome uno u otro valor es la misma, dichos valores
son + ½ y – ½.
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A continuación se dan los posibles valores para los primeros números cuánticos.
n
l
m
s
1
0
0
2
0
0
-1
0
+1
0
-1
0
+1
-2
-1
0
+1
+2
0
-1
0
+1
-2
-1
0
+1
+2
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
+1/2
–1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
+1/2 ; -1/2
1
3
3
0
1
3
2
4
4
0
1
4
2
4
3
Las ecuaciones que permiten hallar los valores de los números cuánticos, sólo se han resuelto en forma completa
para el átomo de hidrógeno. Las configuraciones electrónicas de los demás elementos se construyen a partir del
que les precede, teniendo en cuenta ciertos criterios, que básicamente pueden resumirse de la siguiente manera:
Los electrones no excitados ocupan los niveles y subniveles de menor energía disponibles.
No pueden asignarse los mismos valores para los cuatro números cuánticos de dos electrones, de un
mismo átomo, lo que significa que no puede haber más de dos electrones en un mismo orbital. Los dos
electrones que ocupan el mismo orbital deben diferenciarse en su spin.
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5.b.-Tabla periódica de los elementos
En el siglo XIX los químicos tenían una idea vaga de los átomos y moléculas y no conocían como estaban
formados los átomos.
Las primeras tablas periódicas fueron construidas usando como base las estimaciones hechas sobre los pesos
atómicos (ahora se denomina masa atómica).
John A. Newlands (británico, 1837-1898), ordenó los elementos de acuerdo
con sus pesos atómicos, y vio que cada ocho elementos se repetían las
propiedades. Por ejemplo, el octavo elemento, tenía propiedades similares al
primero; el segundo al noveno y así sucesivamente. Las octavas de
Newlands, parecían indicar una relación entre los elementos similar a la que
se da entre las notas musicales.
Este ordenamiento resultó inadecuado para aquellos elementos que tenían
peso atómico mayor que el del calcio y esta investigación no fue aceptada por
la comunidad científica.
En el año 1869, el químico ruso Dimitri Mendeléiev (1834-1907) y el químico alemán Julius Lothar Meyer (18301895) propusieron cada uno por su cuenta un ordenamiento de los elementos teniendo en cuenta sus pesos
atómicos crecientes y dispuestos de tal manera que sus propiedades químicas
eran semejantes entre dichos elementos.
La confianza de Mendeleiev en su trabajo, lo llevó a predecir las
propiedades de varios elementos que aún no se habían descubierto. Éstos
debían ocupar los huecos que quedaban en su tabla luego de “acomodar” los
elementos conocidos en su época. Por ejemplo, propuso la existencia de un
elemento llamado EKA SILICIO (eka significa primero, proviene del sánscrito).
Cuando se descubrió el germanio en 1866 sus propiedades coincidían con las
indicadas por Mendeleiev para el eka silicio. También predijo las propiedades
del escandio (Sc), al que llamó eka boro.
Esta tabla fue modificada en diversas oportunidades. A medida que se
descubrían nuevos elementos, debían irse incorporando. Pero hubo otras
modificaciones mucho más trascendentes. En un principio, los elementos se
agrupaban de acuerdo con su peso atómico creciente.
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La Tabla periódica actual ordena los elementos por número atómico (Z) creciente
Los distintos elementos químicos se encuentran ordenados y clasificados de acuerdo con su numero atómico (Z)
en la tabla periódica. Cada elemento difiere del que le sigue en su ubicación periódica en solo un protón, y por lo
tanto, en un electrón. Ese electrón que diferencia a cada elemento se denomina electrón diferenciante.
La siguiente tabla resume la distribución de los electrones en niveles y subniveles:
n
l
1
2
0ós
0ós
1ós
0ós
1óp
2ód
0ós
1óp
2ód
3óf
3
4
Número máximo de
electrones por
subnivel
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
Número máximo de
electrones por nivel
2
8
18
32
Para evitar confusiones entre el nivel y el subnivel, solo se usa para este último la notación con letras.
El valor del número cuántico magnético no se indica en la notación.
Así la notación cuántica para la configuración electrónica (C.E.) del hidrógeno es:
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1s1 que debe leerse: uno ese uno e indica que hay un electrón (el indicado como supraíndice) en el subnivel s
del primer nivel de energía.
Nivel de
energía
1s1
Número de electrones
Subnivel de energía
Veamos cómo se escriben las configuraciones electrónicas para otros átomos:
1s2
1s2 2s1
3Li
1s2 2s2
4Be
1s2 2s22p1
5B
1s2 2s22p2
6C
1s2 2s22p3
7N
1s2 2s22p4
8O
1s2 2s22p5
9F
2
2
6
10 Ne 1s 2s 2p
2
2
1s 2s 2p63S1
11Na
2He
A partir del elemento 19 se produce una alteración en el orden de llenado y los electrones ingresan en un nivel
de energía superior a pesar de que aún no se ha completado el nivel anterior, por ejemplo, la configuración
electrónica del potasio es:
19K
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Como podés observar, el electrón diferenciante ocupa el subnivel 4s y no el 3d.
Teniendo en cuenta que la C.E. del argón es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, se puede escribir de manera simplificada la
C.E. del potasio como [Ar] 4s1. Se escribe entre corchetes el símbolo del gas noble que precede al elemento
considerado y se agrega la configuración de los restantes electrones. En este caso, el Ar tiene 18 e- y el K tiene
19 e-, por lo tanto, además del corchete se indica la ubicación de ese electrón.
Para el caso del 12Mg es [Ne] 3s2.
De esta forma encontrarás escritas las configuraciones electrónicas en las tablas periódicas.
Los elementos se pueden clasificar en:
Representativos: Son aquellos
que ubican su electrón diferencial
en los subniveles s ó p.
De transición: El electrón
diferenciador ingresa en un
subnivel d del nivel anterior.
De transición interna: En ellos
el electrón diferencial entra en el
subnivel f del antepenúltimo nivel
de energía.
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