T4.estructura de los átomos. 1º bachillerato

Eric Calvo Lorente 1 FQ 1º Bachillerato

Dalton


· -19 C. La carga eléctrica está, por tanto,
10
cuantizada. Dicha cantidad se denomina cantidad
fundamental de carga o carga del electrón.
A partir del valor obtenido para la relación q/m, se
determinó que la masa del portador de carga, denominado
electrón, es de 9´109 × 10-31 kilogramos


Los modelos constituyen una herramienta muy útil en la ciencia. Desde luego,
debe quedar muy claro que los modelos han de considerarse únicamente como
interpretaciones de una realidad, más precisa cuanto más se adecuen a la realidad
que pretenden interpretar. Así, jamás garantizan que las construcciones sean
correctas, aunque sí las más adecuadas (hasta que otro modelo se imponga).
Vamos a ver los distintos modelos atómicos aparecidos (por orden
cronológico), en función de los sucesivos descubrimientos en el campo del átomo:

Thomson sugiere un modelo atómico que
tomaba en cuenta la existencia del electrón,
descubierto por él en 1897. Su modelo era
estático, pues suponía que los electrones estaban
en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro. Con este modelo se
podían explicar una gran cantidad de fenómenos
atómicos conocidos hasta la fecha.

En 1886, observó en un tubo de rayos canales (o rayos
positivos, tal y como muestra la figura) un nuevo tipo de radiación que viajaban en
sentido contrario al de los rayos catódicos, que viajaban desde el polo positivo de la
pila al negativo.
Su propagación seguía una trayectoria recta y también eran desviados ante la
presencia de campos eléctricos y/o magnéticos.
Sin embargo, a diferencia de los rayos catódicos, la relación carga/masa era
función del tipo de gas encerrado en el tubo. De este modo, se pensó en este (el gas)
como origen de este tipo de radiación; en concreto, resultantes de la interacción
entre la radiación y los átomos del gas, a través de la que se lograba arrancarles
electrones para convertirlos en cationes:
1
La relación q/m más pequeña se mostraba cuando el gas contenido era
hidrógeno. En este caso el anión poseía una masa 1836 veces superior a la del
electrón, con una carga del mismo valor (pero positiva).


bautizó a estas partículas con el nombre de protones.
Resumiendo, las características de esta nueva partícula eran:
27
1 673 10
19
1 602 10

(junto a sus colaboradores y ) ejecutó una serie
de experimentos con partículas alpha radioactivas. A pesar de que en ese
momento no se sabía que era una partícula alpha, se sabía que era muy pequeña.
lanzó pequeñas partículas alpha hacia objetos sólidos como láminas
doradas.
Descubrió que la mayoría de las partículas alpha atravesaban la lámina
dorada, que un reducido número de las partículas alpha atravesaban en un
ángulo (como si se hubiesen chocado contra algo), y que algunas rebotaban como
una pelota de tenis que golpea una pared. ¡Los experimentos de
sugirieron que las láminas doradas, y la materia en general, tenía huecos! Estos
huecos permitían a la mayoría de las partículas alpha atravesar directamente,
mientras que un reducido número rebotaba de vuelta porque golpeaba un objeto
sólido.
En 1911, propuso una visión revolucionaria del átomo. Sugirió
que el átomo consistía de un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas
positivamente en el centro (o núcleo) del átomo, rodeado de un remolino de
electrones. El núcleo era tan denso que las partículas alpha rebotaban en el, pero
el electrón era tan pequeño, y se extendía a tan grande distancia que las partículas
alpha atravesaban directamente esta área del átomo. El átomo de se


parecía a un pequeño sistema solar con el núcleo cargado positivamente siempre
en el centro y con los electrones girando alrededor del núcleo.
Este modelo tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los
electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón
terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el
núcleo.

La aparición del como instrumento útil
para la medición precisa de las masas atómicas quedó patente que la
masa atómica de un elemento (a excepción del hidrógeno), era
aproximadamente el doble de la carga nuclear (Recuerda que
entonces el núcleo estaba formado por protones).
Se planteó la posibilidad de que el núcleo contuviera el doble
de protones que la indicada por la carga nuclear. Sin embargo ello
implicaría demasiada carga para tan pequeño volumen, lo que llevaría a una
inestabilidad del núcleo, por repulsión de los protones de ese hipotético núcleo.
sugirió otra posibilidad: la existencia de un nuevo tipo de
partículas, con masa aproximadamente igual a la del protón, pero sin carga
eléctrica. Sugirió para esta partícula (teórica) el nombre de .
En 1932, realizó un experimento en el que bombardeó una
muestra de berilio con partículas alpha. La reacción puede condensarse en:
9 4 12 1
4 2 6 0
Ahí estaba el , como la teoría había predicho. Se trata de una
partícula sin carga con una masa de 1´675 × 10-27 kg, aproximadamente un
0,125% mayor que la del A diferencia del protón con una vida media que
podemos considerar infinita (es decir de altísima estabilidad), el neutrón tiene una
estabilidad muy inferior (su vida media es de 889 segundos, casi 15 minutos), y se
desintegra para dar un , más un , más un .
Resumiendo:

Electrón -1´602.10-19 -1 9´108.10-28
Protón 1´602.10-19 1 1´673.10--24
Neutrón 0 0 1´675.10-24

En base al distinto número de partículas que contienen, los átomos pueden
diferenciarse unos de otros. A este respecto, los químicos han establecido dos
conceptos muy interesantes y útiles, el y el .


Se conoce como al número de
protones que posee un elemento. Este número es característico del
tipo de elemento químico

En el caso en el que el átomo sea eléctricamente neutro, este número
indicará igualmente el número de electrones existentes en la corteza.
Sin embargo al tratarse de iones la cosa cambia:
Aniones. Al tener más electrones que protones, el número de estos
será (
Cationes. Al tener menos electrones que protones, el número de
estos será (

Se conoce como al número de
nucleones (protones + neutrones) que posee un elemento.

De este modo, un elemento cualquiera podrá definirse del siguiente modo:

, donde: es un elemento cualquiera
es el número atómico
es el número másico
± representa la carga del ión (si lo fuese)

Se denominan a los núcleos atómicos con el
mismo número de protones pero con distinto número de
neutrones. Dos por tanto corresponden al mismo
elemento químico, pero tienen un peso atómico distinto.
El nombre viene del griego , mismo, y , lugar,
debido a que ocupan el mismo lugar en la Tabla periódica de los
elementos.
Los están compuestos por átomos de un
elemento químico cuyos núcleos tienen el mismo número
atómico, , pero distinto número másico, .
En la nomenclatura científica, los se denotan por
el nombre del correspondiente elemento, seguido por el número
másico, separados habitualmente por un guión, aunque algunos
de ellos poseen nombres especiales. Así: hidrógeno-3 o tritio,
carbono-12, carbono-14, uranio-238, etc. En forma simbólica, el


número de nucleones se añade como superíndice a la izquierda
del símbolo químico: 3H, 12C, 14C, 238U.
En un elemento natural, la abundancia relativa de sus
isótopos en la naturaleza recibe el nombre de abundancia
isotópica natural. La denominada masa atómica de un elemento
es una media de las masas de sus isótopos naturales ponderada
de acuerdo a su abundancia relativa.

Esta es la razón por la que las masas atómicas de los
elementos naturales son generalmente decimales.

2

Son átomos de elementos distintos que tienen igual A
pero distinto Z. Dos núcleos pueden tener la misma masa pero
no ser del mismo elemento.

Son átomos de elementos que tienen el mismo número
de neutrones en su núcleo

La estructura electrónica de un átomo consiste en la disposición de los
electrones alrededor del núcleo.


Si las ondas
electromagnéticas se organizan en
un continuo de acuerdo a sus
longitudes obtenemos el espectro
electromagnético en donde las
ondas mas largas (longitudes desde
metros a kilómetros) se encuentran
en un extremo (Radio) y las mas
cortas en el otro (longitudes de
onda de una billonésima de
metros) (Gamma).

ESPECTROS DE ALGUNOS ELEMENTOS
REGLA

Å=10-10m

H
absorción

H
emisión

He

Li


Be

B

C

N

O

F

Ne

Cuando un elemento químico en forma gaseosa o de vapor recibe energía,
bien por calentamiento a alta temperatura, bien por una descarga eléctrica de alta
tensión, emite luz que puede ser analizada mediante un .
Multitud de observaciones de este tipo fueron realizadas durante el siglo XIX,
obteniéndose una secuencia de líneas que resultó ser característica del elemento
empleado como fuente de luz. Los espectros de emisión se convirtieron así en
métodos de identificación de los elementos y de los átomos que los constituyen, por
lo cual se les denomina también Hacia 1860 y
analizando la luz proveniente del Sol mediante un espectroscopio consiguieron
demostrar la existencia en su atmósfera de diferentes elementos químicos, entre
ellos el hidrógeno.
La aplicación del estudio espectroscópico a la determinación de la
composición de las sustancias (análisis espectroquímico) se desarrolló rápidamente.
Así se consiguió determinar la composición de los meteoritos, y analizando por este
procedimiento el vapor de agua mineral se llegó a descubrir la existencia de dos
nuevos elementos, el rubidio y el cesio.
El espectro del hidrógeno, por su sencillez, atrajo la atención de diferentes
investigadores. Se trataba de una serie formada por quince líneas, que se van
juntando cada vez más según se recorre la serie desde la región del rojo hacia la del
violeta, y cuyas longitudes de onda pudieron ser medidas con bastante precisión.
Estudiando esta serie, en 1885 encontró una fórmula que permitía
reproducir sus líneas componentes una a una. La sencilla fórmula de era:


2
2
4

,siendo B una constante igual a 3 646 Å y n un número entero que toma el
valor 3 para la primera línea ( ), 4 para la segunda ( ), 5 para la tercera
( ) y así sucesivamente. Aun cuando no dio ninguna explicación a su
fórmula, fue capaz de descubrir el orden y la regularidad existente detrás de los
datos experimentales.

Algunos años después, propuso otra expresión equivalente para la
fórmula de Balmer:

1 1
2 2
2

donde es la llamada cuyo valor es de 109 677,6 cm-1
y toma los valores 3, 4, 5...
La fueron más tarde generalizados, y permitieron
describir, además de la de ( 1 = 2; 2 = 3,4,5 ... ) otras series de líneas del
espectro del hidrógeno que se conocen por los nombres de sus descubridores. Así,
aparecieron la la la la 1 5
y 2 = 6,7,8. De manera esquemática:
n1 = 1: serie de Lyman
n1 = 2: serie de Balmer
n1 = 3: serie de Paschen
n1 = 4: serie de Brackett
n1 = 5: serie de Pfund
n1 = 6: serie de Humphreys
La serie de Lyman corresponde a radiación ultravioleta; la serie de Balmer, a
radiación visible; y el resto, a radiación infrarroja.

Los espectros de emisión se caracterizan por una serie de líneas brillantes;
los de absorción, por el contrario, están formados por una secuencia de líneas
oscuras que aparecen sobre el fondo luminoso del espectro visible. Se producen
cuando un haz de luz blanca se hace pasar por una muestra gaseosa. Si se analiza
mediante un espectroscopio el haz de luz que emerge de la muestra, se observará
ese conjunto de líneas oscuras que constituyen el espectro de absorción de la
sustancia considerada. La luz blanca contiene una gama continua de longitudes de
onda, pero sólo unas componentes definidas son sustraídas o absorbidas por los
átomos que constituyen la muestra gaseosa empleada.
Todas las líneas del espectro de absorción de una muestra dada ocupan
posiciones que se corresponden con algunas de las líneas del espectro de emisión de
esa misma muestra. Como sucede con los espectros de emisión, los de absorción
son también característicos de cada elemento químico; su análisis permite, por
tanto, la identificación del elemento que en forma gaseosa se interpuso entre la
fuente de luz blanca y el espectroscopio.
El físico alemán fue el primero en detectar un espectro de
absorción. Analizando la luz solar observó la presencia de más de setecientas líneas


oscuras distribuidas a lo largo del espectro visible. Del análisis de este espectro
pudo identificarse un grupo de líneas que no correspondía a ningún elemento
conocido, deduciéndose así la existencia en la atmósfera solar de un nuevo
elemento gaseoso, el helio, que en griego significa Sol.

En el año 1900 formuló que la energía asociada a la radiación
electromagnética viene en pequeñas unidades indivisibles llamadas cuantos.
Avanzando en el desarrollo de esta teoría, descubrió una constante de naturaleza
universal que se conoce como la . La
establece que la energía de cada cuanto es igual a la frecuencia de la
radiación multiplicada por la constante universal. Se trata de una ley
fundamental de la teoría quántica, ya que con ella se describe la
cuantificación de la radiación electromagnética.
De acuerdo a la , cada cuanto se asocia a un solo
fotón. La magnitud E de los cuantos depende de la frecuencia f de la
radiación según la fórmula:

,donde es la . La generalmente se
expresa en joule · seg. y la frecuencia en hertzios. Así, el resultado de la energía de
un cuanto se estima en joule.
El producto de la energía y del tiempo se refiere a veces como a una acción.
Por lo tanto, se refiere a veces como el cuanto elemental de una acción .

Una de las grandes aplicaciones logradas a partir del aporte de , se
produjo por el llamado . Este ocurre cuando una superficie
metálica limpia es iluminada con una radiación como lo señala la figura.


El resultado de esto es que existe una mínima frecuencia de luz bajo la cual
ningún e- abandona la superficie iluminada. Sólo cuando fotones de radiación de
suficiente energía hν chocan la superficie
metálica, los electrones abandonan este lugar
en la dirección de la placa (+) y, como
resultado, el amperímetro indica que circula
corriente por el circuito eléctrico. Si la energía
del fotón hν es muy pequeña, ningún electrón
se libera por lo que el circuito eléctrico está
abierto y no hay señal de corriente en el
instrumento. Este diseño es muy utilizado hoy
día en los mecanismos de apertura de puertas
automática en las grandes tiendas, cuando el
paso luz es interrumpido por la persona frente a
la puerta, enviando entonces la señal de "falta
de corriente" al motor que acciona las puertas.
Cuando los fotones son absorbidos por
el metal del tubo, si estos tienen energías más
que las requeridas para "sacar" electrones de la superficie, este "exceso" se
transforma en "energía cinética" para los electrones que les permite viajar hacia el
otro terminal (+).
En 1905 (1879-1955) usó la teoría cuántica enunciada por
para justificar este experimento. El supuso que la energía radiante que choca el
metal, es un "paquete" de fotones que transporta de energía hν. Parte, pues,
de la cuantización de la energía.
Esta energía, si alcanza un valor mínimo (trabajo o energía de extracción
,W0 =hν0 ), conseguirá arrancar al electrón de su núcleo, venciendo la fuerza de
atracción (). Además, el restante energético (en caso de existir) se empleará en dar
movimiento al electrón. Matemáticamente:

1 2
0 0
2

, donde: ν= energía de la radiación incidente
ν = trabajo de extracción
es la energía cinética del electrón
La explicación de este fenómeno permitió a lograr el
Premio Nobel, en 1921.


A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos
reales, el modelo nuclear de presentaba dos graves
inconvenientes:

1. Contradecía las leyes electromagnéticas de , según las cuales,
una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía
electromagnética.
2. Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería ser
continuos, ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por
líneas de una frecuencia determinada.

El físico danés (1.885-1.962), premio Nobel de Física en 1.922
presentó en 1.913 el primer modelo de un átomo basado en la cuantización
de la energía. Superó las dificultades del modelo de suponiendo
simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico.
No hay ninguna razón, decidio , para esperar que los electrones en los
átomos radien energía mientras no se les proporcione ninguna energía
adicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión de
lineas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente los
electrones, eran capaces de absorber o emitir cuantos de energía en
determinadas condiciones.

La teoría de los cuantos de la aportó a
dos ideas:
a. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden
poseer cantidades discretas de energía (están
cuantizadas)
b. Sólo se emite radiación cuando el oscilador pasa
de un estado cuantizado a otro de menor energía.

aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y enuncio los tres
postulados siguientes:
1. En el átomo de hidrógeno el movimiento del electrón alrededor del
núcleo está restringido a un número discreto de orbitas circulares.
2. El momento angular del electrón en una órbita está cuantizado; es un
número entero de h/2π siendo h la
3. El electrón no radia energía mientras permanece en una de las órbitas
permitidas, teniendo en cada órbita una energía característica
constante. Cuando el electrón cae de un estado de energía superior a
otro de energía inferior, se emite una cantidad de energía definida en
forma de un fotón de radiación
Aplicando estas hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se
resolvía la dificultad que presentaba el átomo de . El electrón, al


girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba
en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un
electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a
otro.
Por otro lado, el suponía una explicación de los espectros
discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el
hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una
determinada frecuencia.
¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia? Veamos la
respuesta:
En condiciones normales los electrones de un átomo o ión se sitúan en los
niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es
posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este
proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado
inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya
energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.
Al aplicar la formula de a otros átomos se obtuvieron resultados
satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los
espectros de estos átomos.

El explicaba a la perfección el comportamiento del
átomo de hidrógeno, pero pronto se observaron discrepancias a la hora de
analizar átomos polielectrónicos.
La llegada, por un lado de nuevos espectroscopios de mayor poder
resolutivo, y el descubrimiento, por otro del mostraron que
ciertas líneas espectrales eran en realidad un conjunto de líneas muy
próximas.
Así pues, el debía ser perfeccionado.
Esta labor la realizó
, suponiendo la posibilidad de que las órbitas
pudiesen ser también elípticas.

Posteriormente, y (1925) comprobaron nuevos
desdoblamientos de las líneas , confirmando la hipótesis de que el
electrón debía poseer un movimiento de rotación alrededor de su eje;
movimiento que debía producir un pequeñísimo campo magnético, en la
dirección del giro.
El átomo se mostraba, pues, como una realidad cada vez más
compleja.


En el año 1924, se encontraba completando su tesis
de doctorado en física en la Sorbona. En ella expuso una idea muy simple:
en física clásica se considera a la luz como un fenómeno de naturaleza
ondulatoria ( ). Por otro lado las investigaciones de sobre el
efecto fotoeléctrico habían demostrado que bajo ciertas
circunstancias la luz parece constituida por partículas
(fotones). ¿No sería posible que aquellas entidades
consideradas partículas (electrones, ladrillos, planetas, etc.)
bajo ciertas condiciones mostraran características de ondas?
Parece ser que la luz se comporta como onda al propagarse
por el espacio mientras que lo hace como un conjunto de
partículas al interactuar con la materia. Ambas naturalezas
nunca se mezclan, se podría decir que la luz es una onda que
al interactuar con la materia parece partícula, o bien, que está constituida
por partículas cuyo movimiento está determinado por las propiedades de
ciertas ondas asociadas. No hay ninguna razón para elegir una de las dos
posibilidades. , sin embargo, supuso cierta la segunda posibilidad.
En 1927, y diseñaron un experimento de difracción
bombardeando un cristal de níquel con electrones de baja energía.
Obtuvieron un clásico patrón de difracción solo explicable por la
interferencia de ondas dispersadas en la superficie del cristal. Y, por
supuesto, no se trataba de la interferencia entre ondas de electrones distintos
sino de la interferencia producida por las ondas asociadas a un solo electrón.
Esto se probó al enviar los electrones de a uno y obtener el mismo patrón.
Este experimento demostró que el postulado de era correcto. Uno
de los grandes logros de la teoría de fue el explicar de un modo
simple las extrañas reglas de cuantización del átomo de .
Por otro lado, científicos excepcionales aparecen en escena:
, que enuncia su
, en 1927, diciendo es algo así como que
si se conoce la velocidad de la partícula con bastante
precisión se perderá información sobre la posición; si,
en cambio, se conoce bastante bien la posición de la
partícula, entonces ha de renunciarse a conocer la
velocidad.
, que en 1925 introduce el concepto
para designar tanto a las ondas mismas
como a la función matemática que las representa. Crea
una ecuación ( que
revolucionará la Ciencia: comienza a la

desarrolló una teoría
relativista de la mecánica cuántica. Simplemente
conservó los postulados de exigiendo
además que se cumplieran los requisitos de la
relatividad de . De esta teoría el surgía
como una consecuencia natural.


El trabajo de estos científicos, (y de otros que no se han nombrado)
nos lleva a un concepto novedoso, el de que emana del
(Recuerda!: es imposible definir con exactitud
la posición y la velocidad de un electrón simultáneamente):

Se llama a la región del espacio
(alrededor de un núcleo) en la que la probabilidad de
hallar a un electrón es máxima (99% o incluso más )

Los orbitales son las soluciones de la , y están
definidos por medio de 4 números llamados :
El número cuántico principal puede tomar valores enteros que van
de uno a infinito (n = 1,2,3,4.....).
l. Los electrones que ocupan los orbitales de número cuántico
principal más alto tienen una energía mayor. El electrón que ocupa
un orbital con n=2 tiene una energía mayor que el electrón que ocupa
un orbital con n=1. El tamaño del orbital también está asociado al
valor de n. A mayor valor de n, mayor será el orbital.

El segundo número cuántico , es el número cuántico acimutal y
puede asumir valores que van desde 0 hasta (n – 1). A los números
se le asigna una letra: . El número cuántico
acimutal se refiere al subnivel energético donde se encuentra el
electrón. Describe además la geometría del orbital.

Los orbitales de un subnivel se distinguen uno del otro, por un tercer
número cuántico . Es el número cuántico magnético y puede
asumir valores que van desde - L hasta + L. Por ejemplo, para un
subnivel d donde L=2, los valores que puede asumir m son -2,-1, 0,
+1, +2. El número cuántico magnético específica la orientación del
orbital en el espacio. En un subnivel d hay cinco orbitales, estos son
cinco posibles orientaciones al interactuar con un campo magnético.
Los mismos interactúan de maneras diferentes con el campo
magnético debido a que los orbitales de un subnivel apuntan hacia
diferentes direcciones. Orbitales con igual número cuántico acimutal
pero distinto número cuántico magnético se llaman .

El cuarto número cuántico , es el número cuántico del espín o giro
del electrón y éste sólo puede asumir dos valores: +1/2 y -1/2.

La siguiente tabla resume los valores que
pueden asumir los cuatro números cuánticos de
un electrón de acuerdo al nivel energético
donde se encuentra (para los primeros tres
niveles de energía):


Hasta ahora hemos considerado los cuatro números cuánticos que
caracterizan al electrón en un átomo. Hay una regla muy importante,
conocida como , que relaciona estos
números:

: En un átomo no puede
haber dos electrones que tengan iguales los cuatro
números cuánticos.


Esta regla implica que no puede haber más de dos electrones en
cada orbital; y si dos electrones están en el mismo orbital, deben tener al
menos el número cuántico del spin distinto (es decir +1/2 y -1/2 ), o sea
los spines de esos electrones son opuestos. Asimismo, esta regla implica que
el número máximo de electrones que pueden ocupar un determinado nivel
será 2n2 ( ,nº cuántico ppal).

Nos indican la distribución de los electrones en los orbitales.Se basa
en las siguientes reglas:
DIAGRAMA DE MOELLER
Indica el orden en que los electrones ocupan los orbitales.

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI
Según el cual los electrones (que son pequeñas partículas cargadas
eléctricamente que pululan alrededor del núcleo atómico) no pueden
solaparse uno sobre otro, se excluyen mutuamente, y si se intenta presionar
a dos electrones en la misma órbita para que se unan, se repelen. Esta fuerza
de repulsión no se debe al hecho de que las cargas eléctricas
correspondientes de los electrones se repelan, sino que se trata de una fuerza
de repulsión completamente nueva, mucho más fuerte que la
electromagnética. Esta nueva fuerza, llamada «fuerza de intercambio» sólo
puede comprenderse basándose en la teoría cuántica y no existe nada
análogo a ella en la física clásica. Su existencia al nivel atómico es lo que
impide que se colapsen las nubes electrónicas que rodean los núcleos
atómicos.
En resumen, se trata de un principio que establece que dos partículas
similares no pueden existir en el mismo estado, es decir, que no pueden
tener ambas la misma posición y la misma velocidad, dentro de los límites
fijados por el principio de incertidumbre.
Por otra parte, a través del principio de exclusión se puede explicar
por qué las partículas materiales no colapsan en un estado de casi extrema
densidad, bajo la influencia de las fuerzas producidas por las partículas de
espín 1, 1½ y 2: si las partículas materiales están casi en la misma posición,
deben tener entonces velocidades diferentes, lo que significa que no estarán
en la misma posición durante mucho tiempo.


REGLA DE HUND
En un mismo subnivel, los átomos no se aparean hasta que no haya un
electrón en cada orbital.
Siguiendo estas reglas se establece la configuración electrónica de cualquier
elemento. Veamos algún ejemplo:
Supongamos que deseamos conocer la
configuración electrónica de la plata, que tiene 47
electrones. Por la regla de Auf-Bau, el orden de
energía de los orbitales es el indicado en la tabla de
la izquierda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,
etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa dos
electrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capa
cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d
de cada capa, y 14 en los orbitales f.
Siguiendo esta regla debemos colocar los 47
electrones del átomo de plata:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9

Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta para
completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.
Las siguientes páginas pueden ser útiles a la hora de comprobar las configuraciones de los elementos
de la tabla periódica:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/at
omo/celectron.htm
http://www.cnice.mecd.es/eos/MaterialesEducativos/mem2000/tablap/index.htm

La evolución de la tabla periódica, desde la primera ordenación de los
elementos, ha tenido lugar a lo largo de más de un siglo de historia y ha ido pareja
al desarrollo de la ciencia. Aunque los primeros elementos conocidos, como el oro,
el hierro se conocían desde antes de Cristo (recuérdese que el hierro, por su
importancia en la evolución de la humanidad ha dado nombre a una época),
todavía hoy se investiga la posible existencia de elementos nuevos para añadir a la
tabla periódica.
Como en la naturaleza la mayoría de los elementos se encuentran combinados
formando compuestos, hasta que no fue posible romper estos compuestos y aislar
sus elementos constituyentes, su conocimiento estuvo muy restringido. Fue en el
año 1800 cuando se descubrió el fenómeno de la electrólisis (ruptura de un
compuesto mediante el uso de energía eléctrica ). Este descubrimiento impulsó un
salto hacia delante en el descubrimiento de nuevos elementos. Así, de poco más de
diez que se conocían hasta el Siglo XVIII, en el que se habían descubierto los
elementos gaseosos (hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y cloro) y algunos metales
(platino, níquel, manganeso, wolframio, titanio vanadio y plomo), en las primeras
décadas del siglo XIX se descubrieron más de 14 elementos, y posteriormente, a
ritmo algo más lento se siguieron descubriendo otros nuevos.


Así, en 1830 se conocían ya 55 elementos diferentes, cuyas propiedades físicas
y químicas variaban extensamente. Fue entonces cuando los químicos empezaron a
interesarse realmente por el número de elementos existentes. Preocupaba saber
cuántos elementos diferentes existían y a qué se debía la variación en sus
propiedades.
Sería quien llevase a cabo la primera agrupación de
los elementos, ordenándolos alfabéticamente e incluyendo el dato
de su peso atómico. Sin embargo, esta agrupación no atrajo el
interés de los científicos de la época.
Hasta ese momento, nadie parecía haber advertido la posible
periodicidad en las propiedades de los elementos químicos, entre
otras razones, porque el número de elementos que quedaban por
descubrir dejaba demasiados huecos como para poder atisbar orden alguno en las
propiedades de los mismos. Además, todavía no existía un criterio claro para poder
ordenar sus propiedades, ya que el peso atómico de un elemento, que fue el primer
criterio de ordenación de los elementos, no se distinguía con claridad del peso
molecular o del peso equivalente.
Fue en 1829 cuando el químico alemán realizo
el primer intento de establecer una ordenación en los elementos
químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los
elementos cloro, bromo e iodo por un lado y la variación regular
de sus propiedades por otro. Una de las propiedades que parecía
variar regularmente entre estos era el peso atómico. Pronto estas
similitudes fueron también observadas en otros casos, como
entre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades que
variaba con regularidad era de nuevo el peso atómico. Ahora
bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso y
no había conseguido tampoco aclararlo y como la había un gran número
de elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus
trabajos fueron desestimados.
Hacia 1862, el francés estableció su
(o anillo telúrico, o hélice telúrica), por la cual los
elementos se iban colocando sobre una línea que ascendía con un
ángulo de 45 grados por la superficie curva de un cilindro. Los
elementos que coincidían sobre una generatriz (la línea recta
perpendicular a las bases) tenían propiedades físicas y químicas
similares. Además, estas propiedades se repetían cada dieciséis
unidades de peso atómico, lo que hizo que pensase
que las propiedades de los elementos están ligadas con las
propiedades de los números. Lo malo es que, además de creer en esa paridad cifro-
elemental, el francés introdujo iones de los elementos en su clasificación.
En 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante, cuando
estableció la . Habiendo ordenado los
elementos conocidos por su peso atómico y después de disponerlos
en columnas verticales de siete elementos cada una, observó que en
muchos casos coincidían en las filas horizontales elementos con
propiedades similares y que presentaban una variación regular.
Esta ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las
octavas, ya que el octavo elemento da comienzo a una nueva
columna. En algunas de las filas horizontales coincidían los


elementos cuyas similitudes ya había señalado . El fallo principal que
tuvo fue el considerar que sus columnas verticales (que serían
equivalentes a períodos en la tabla actual) debían tener siempre la misma longitud.
Esto provocaba la coincidencia en algunas filas horizontales de elementos
totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajos fueran
desestimados.
Más acertado estuvo otro químico, , cuando al
estudiar los volúmenes atómicos de los elementos y
representarlos frente al peso atómico observó la aparición
en el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde un
máximo (que se correspondía con un metal alcalino) y
subido hasta el siguiente, representaba para un
período. En los primeros períodos, se cumplía la
,
pero
después se encontraban periodos
mucho más largos. Aunque el
trabajo de era
notablemente meritorio, su
publicación no llegó a tener
nunca el reconocimiento que se
merecía, debido a la publicación
un año antes de otra ordenación
de los elementos que tuvo una
importancia definitiva, la
aportada por

En 1869, utilizando como criterio la valencia de
los distintos elementos, además de su peso atómico,
presentó su trabajo en forma de tabla en la
que los periodos se rellenaban de acuerdo con las
valencias (que aumentaban o disminuían de forma
armónica dentro de los distintos periodos) de los
elementos. Esta ordenación daba de nuevo lugar a otros
grupos de elementos en los que coincidían elementos de
propiedades químicas
similares y con una variación
regular en sus propiedades
físicas. La tabla explicaba las
observaciones de ,
cumplía la ley de las octavas
en sus primeros periodos y
coincidía con lo predicho en
el gráfico de . Además,
observando la existencia de
huecos en su tabla,
dedujo que debían existir
elementos que aun no se
habían descubierto y además
adelanto las propiedades que


debían tener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en la
tabla. Años más tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento
de nuevos elementos se aceleró y aparecieron los que había predicho . Los
sucesivos elementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases
nobles encontró un sitio en esta nueva ordenación. La tabla de fue
aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos descubrimientos relativos a
las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy similar a la que él
elaboró más de un siglo atrás.

En 1913 Moseley ordenó
los elementos de la tabla
periódica usando como criterio
de clasificación el número
atómico. Enunció la “ley
periódica”: "Si los elementos se
colocan según aumenta su
número atómico, se observa
una variación periódica de sus
propiedades físicas y químicas".
A partir de entonces la
clasificación periódica de los
elementos siguió ese criterio,
pues en los átomos neutros el
número de protones es igual al
de electrones y existe una
relación directa entre el último
orbital ocupado por un e– de un
átomo (configuración electrónica) y su posición en la tabla periódica y, por tanto,
en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma...
Se organiza en filas horizontales, que se llaman , y columnas
verticales que reciben el nombre de , además, por facilidad de
representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden
a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento
del periodo.

Los grupos con mayor número de
elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16,
17 y 18, se conocen como grupos


principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de
transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de
transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición
interna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda
fila son actínidos.
Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica
hasta el uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así
como el tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la
naturaleza, y han sido obtenidos por el hombre.
El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo
consta de dos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen
cada uno ocho elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y
el séptimo, aunque debería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado
todos, desconociéndose 3 de ellos y de otros muchos no se conocen sus
propiedades.
El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con
periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una
configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su
última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los
orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los
elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia( ).
Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación
en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su
configuración electrónica.
El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), claramente en
el grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración “s1” y “s2” respectivamente.

Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.
1 Alcalinos n s1
s
2 Alcalino-térreos n s2
13 Térreos n s2 p1
14 Carbonoideos n s2 p2
15 Nitrogenoideos n s2 p3
p
16 Anfígenos n s2 p4
17 Halógenos n s2 p5
18 Gases nobles n s2 p6
d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10
f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

( ) .- Son los electrones de la última capa de cada elemento,
específicamente los menos atraídos de dicha capa y, por lo tanto, los más disponibles
para interactuar con otras partículas. El número de electrones de valencia de un
elemento se puede determinar fácilmente a partir del lugar que ocupa dicho elemento
en la tabla periódica. El número de electrones de valencia de cada elemento coincide
con el número de casillas.
La de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para
combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos.Se define como el
número de átomos de hidrógeno que pueden unirse o ser sustituidos por un átomo del
correspondiente elemento


Son propiedades periódicas de los elementos químicos las debidas al número
de electrones de valencia de un elemento. Las variaciones de las propiedades
periódicas dependen de las configuraciones electrónicas, en especial de la
configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo.
Estas propiedades varían de forma gradual al movernos en un determinado
sentido en el sistema periódico con patrones que se repiten periódicamente.
La comprensión de esta periodicidad permite entender mejor el enlace de los
compuestos simples, y nos otorga una cierta capacidad de predicción sobre las
propiedades de un elemento conocida su situación en la tabla periódica.
Analicémoslas.

Así como el tamaño de un orbital no puede especificarse en forma exacta, el
tamaño de un átomo tampoco puede ser precisamente definido. El radio atómico
debe obtenerse midiendo las distancias entre átomos en compuestos químicos
(mediante técnicas de difracción de rayos X, neutrones o electrones). Por ejemplo
tomemos la molécula de Bromo (Br2). El radio del átomo Br es " la mitad de la
distancia" entre los núcleos, que se puede medir experimentalmente y cuyo valor es
Br-Br = 2,28 Å. Esto da para el radio r(Br)=1,14 Å. Mediciones de este tipo han
permitido conocer prácticamente todos los radios atómicos de los elementos y
mediante simples fórmulas para el volumen V(Br)= (4/3)πr3 logramos el tamaño
átomico.
El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de
un mismo elemento unidos entre sí.
Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta con el valor de Z, es
decir, hacia abajo, ya que el número de niveles electrónicos aumenta en el mismo
sentido.

En los períodos cortos, el radio atómico disminuye al aumentar el número
atómico, pues el electrón diferenciador se sitúa en el mismo nivel energético y la
carga nuclear va aumentando. Debido a esto, la carga nuclear atrae con más fuerza,


para igual distancia, a los electrones periféricos, lo que produce la correspondiente
disminución. En los períodos largos la variación es más irregular, existiendo dos
mínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno correspondiente. Los elementos
del grupo primero son los de mayor radio atómico
Por otro lado, sucede que todo catión es siempre menor que el átomo neutro
del que procede, y por el contrario, todo anión es siempre mayor que el átomo
neutro del que procede

Se trata de la energía que debe suministrarse a un átomo aislado
de un elemento en estado gaseoso, para arrancarle su electrón más
externo.

( )
Este valor suele expresarse en kJ/mol o bien en eV (electrón-voltio)
La variación dentro de un grupo se puede establecer considerando que a
medida que descendemos por él, el electrón se halla más débilmente unido al
núcleo (al tratarse de niveles electrónicos mayores). Por su parte, la variación en un
mismo período se entiende observando que a pesar de encontrarnos en un mismo
nivel electrónico, la carga nuclear aumenta, con lo que la atracción por parte del
núcleo es mayor, y mayor será la energía necesaria para arrancar ese electrón.
Puesto que también podríamos calcular la energía necesaria para arrancar un
2º, un 3º (…) electrón (una vez extraído el primero), podremos hablar de 1 era
energía de ionización, 2ª energía, etc. En cualquier caso, a medida que arrancamos
electrones, la extracción de sucesivas partículas requiere valores de energía mucho
mayores.

Gráficamente:


( ) electrón-voltio (eV)
1 Julio= 6´242.1018 eV
1 eV= 1´602.10-19 J

Medida de la tendencia de un elemento a atraer hacia
sí el par de electrones implicado en el enlace con otro
átomo.

La variación queda esquematizada en el siguiente gráfico:

Vemos, pues que en un mismo grupo, la electronegatividad disminuye al
descender en él (ya que los electrones del enlace se hallan más lejos del núcleo); por
su parte, para un mismo período se produce un aumento la ir hacia mayores
valores de (hacia la derecha), ya que la carga nuclear aumenta y se permanece en
el mismo nivel electrónico. Desde luego, la electronegatividad de los gases nobles es
prácticamente nula, puesto que no poseen esa tendencia, al tener completo su nivel
electrónico.
Por otro lado, es importante mencionar que ese valor de la
electronegatividad será fundamental a la hora de establecer el tipo de enlace que se
establecerá. (Pero esto pertenece a otro tema)


La afinidad electrónica se define como la energía que liberará un átomo, en
estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo o
anión.
Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la
atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los
electrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de
valencia con ocho electrones.
Mientras que el potencial de ionización se puede medir directamente y con
relativa facilidad, la medición de la afinidad electrónica es complicada y sólo en
muy pocos casos puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no son
fiables.

Los metales se caracterizan por tener bajas energías de ionización y
electronegatividades, con lo que la tendencia a formar cationes es elevada. Así, el
carácter metálico de los elementos puede resumirse en el siguiente gráfico:

Como ya sabes, y aunque aquí no aparezca reflejado, en la tabla periódica
existe una “frontera” que delimita los metales de los no metales:


Consta de los siguientes elementos:

= fuente emisora de iones (para electrones puede
ser un simple filamento caliente).
y = rendijas estrechas, a una diferencia de
potencial , por las que pasan los iones.
P = placa fotográfica donde se registra el impacto
del ión.

Por debajo de las rendijas existe un campo
magnético uniforme, perpendicular al plano del papel, y
dirigido hacia el observador.

La variación de energía cinética del ión es igual a la energía potencial adquirida.

(1)

Al incidir el ión perpendicularmente al campo , describirá una órbita circular de radio r, definido por

(2)

Tratamos de determinar la relación ; combinando (1) y (2):

Donde B, V y r son cantidades medibles.

Conocida la carga q, podemos medir la masa del ión.
Detección de isótopos: dos partículas de igual carga pero diferente masa, describen circunferencias de radios
diferentes.
Comprobación de los principios relativistas, es decir, de la variación de la masa con la velocidad:

y, en consecuencia, determinar la invarianza de la carga.


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