Estructura Del Atomo

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO

1.1 MODELO ATÓMICO DE BOHR

El átomo sólo puede poseer unas pocas y determinadas energías; las demás están prohibidas. Este comportamiento se describe diciendo q el átomo está cuantizado. Bohr supone q el electrón no puede girar a cualquier distancia del núcleo, sino, en ciertas órbitas solamente. Como en cada una tiene una energía diferente (mayor cuanto más alejado esté del núcleo), de ahí q las energías permitidas al electrón, y por tanto al átomo en su conjunto, sean únicamente un num limitado. Así pues, cada átomo está caracterizado por una conjunto definido de niveles de energía: E1, E2, E3, etc.

Otra interesante idea de Bohr para explicar las variaciones de energía q puede experimentar el átomo es suponer q el electrón puede saltar de una órbita a otra. Al suministrar energía al átomo el electrón absorbe una cantidad precisa de ésta y salta a una órbita superior. Como la situación no es estable, termina cayendo a una órbita de menor energía y emite la energía sobrante en forma de luz de frecuencia dada por la ecuación de Planck (E=hv). De esta manera se explican las distintas líneas espectrales.

A n se le llama número cuántico principal. Dándole valores a n obtenemos los diversos niveles de energía.

El electrón del H (hidrógeno) tiende a ocupar el nivel de menor energía o estado fundamental, más estable, aunque con aporte energético suficiente dicho electrón puede encontrarse en un estado excitado, ocupando otro nivel distinto del primero.

1.2 LA MECÁNICA CUÁNTICA

Principio de incertidumbre

Heisenberg afirma q es imposible conocer simultáneamente la velocidad y la posición de una partícula con absoluta exactitud. Así, cuanto más exacta es la medida de la posición de un electrón, más grande es la incertidumbre con respecto a su velocidad. Como ambas magnitudes son las q permiten predecir la trayectoria de una partícula, es imposible conocer la trayectoria de un electrón. La idea del electrón girando en órbitas circulares o elípticas, bien definidas, en torno al núcleo es incompatible con el principio de incertidumbre, y demasiado simple para explicar los complejos aconteceres atómicos.

1.3 MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA

Orbitales. Cada orbital se caracteriza porq:

- 1) La energía del átomo está característica. La energía del átomo está cuantizada

- 2) Describe una distribución espacial del electrón. Lo q marca la diferencia con el modelo de Bohr es la descripción del comportamiento del electrón. La ecuación no determina la posición o la trayectoria del electrón, sino la mayor o menor probabilidad de q se encuentre en los diversos puntos del átomo. Cada orbital indica una distribución diferente de la densidad electrónica en el espacio.

Números cuánticos

El número cuántico principal, n, indica el nivel de energía

El número cuántico secundario, l, indica el subnivel de energía q corresponde a un tipo de orbital.

El número cuántico magnético, ml, describe la orientación espacial permitida para un mismo tipo de orbital.

Cada electrón en el átomo viene definido por los valores de los tres números cuánticos anteriores n, l y ml, q son los mismos del orbital q ocupa, y además por el valor de un cuarto, llamado número cuántico de espín, ms.

1.4 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES

Principio de exclusión de Pauli. En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales (en un orbital, sólo puede haber como máximo dos electrones, q han de tener espines contrarios (1/2, -1/2)).

1.5 SISTEMA PERIÓDICO

El sistema periódico se construye ordenando los elementos según su número atómico (Z) creciente. Así se pone en evidencia la llamada ley periódica, q dice: las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos.

Los elementos de una misma fila horizontal forman un periodo. Los periodos empiezan siempre con un metal alcalino (IA) y terminan con un alógeno (VIIA) seguido de un gas noble (VIIIA), q es el q cierra el periodo. A grandes rasgos, los metales ocupan la parte izquierda y central de la tabla, mientras q los no metales se sitúan a la derecha. El primer periodo sólo contiene dos elementos (H y He). El segundo y el tercero, ocho cada uno. El cuarto y el quinto están formados por 18 elementos. El sexto tiene 32, y el séptimo permanece abierto.

Existen 16 familias: ocho de ellas se anotan con el número seguido de una A, y otras ocho con una B.

1) Elementos representativos. Son los q constituyen las familias largas y van marcadas por la letra A y se sitúan a ambos extremos de la tabla.

2) Elementos de transición. Son los q constituyen las familias situadas en el centro de la tabla. Van marcadas con las letra B.

3) Elementos de transición interna. Son los elementos lantánidos y actínidos, ambos con 14 elementos cada uno.

1.6 JUSTIFICACIÓN DEL SISTEMA PERIÓDICO

Las propiedades químicas de un elemento dependen casi exclusivamente de la distribución electrónica del nivel energético más externo.

1.7 PROPIEDADES PERIÓDICAS

a) Radio atómico

Los rayos atómicos se terminan principalmente por valores medios de datos de diversas moléculas q contienen el átomo de estudio. Dentro de una misma familia, el radio atómico aumenta con Z (o sea, hacía abajo) ya q el número de capas pobladas de electrones crece gradualmente. En un periodo disminuye al aumentar Z (es decir, hacia la derecha).

b) Energía de ionización

Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo aislado en su estado fundamental. El proceso da origen a la formación de un ión positivo o catión:

Átomo + Ei  ión+ + e-

En una familia, la energía de ionización (Ei) disminuye al aumentar Z (hacia abajo), puesto q los electrones periféricos están más más alejados del núcleo y sienten más débilmente la atracción del núcleo. En un periodo aumenta con Z (hacia la derecha), debido a la creciente carga nuclear y menor radio. Cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento, mayor tendencia tendrá a formar su ión positivo, es decir, más electropositivo.

c) Afinidad electrónica

Es la energía desprendida, cuando un átomo capta un electrón. La afinidad electrónica es una propiedad inversa a la de la energía de ionización. En un periodo aumenta hacia la derecha, por regla general, y en una familia aumenta al disminuir el radio (hacia arriba), puesto que así el núcleo manifiesta con mayor poder su fuerza atractiva.

d) Electronegatividad

Mide la mayor o menos atracción que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo. Las electronegatividades varían periódicamente. En un periodo aumentan hacia la derecha y en una valencia, hacia arriba.

Valencia: viene dada por el número de electrones que un átomo tiende a captar o cedes para tener 8 electrones en la última capa, q es la configuración electrónica de un gas noble. La valencia de un elemento viene dada por el número de electrones desapareados q tiene o q puede tener.

ENLACE QUÍMICO

1.1 ENLACE QUÍMICO

La sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces, tales agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas, y otras, resultan con carga: los iones. Sólo los gases nobles, y algunos metales en estado de vapor, están constituidos por moléculas monoatómicas. La unión entre átomos, iones o moléculas es lo q consituye el enlace químico.

El enlace químico desempeña un papel decisivo la configuración electrónica de la capa más externa de los átomos, o capa de valencia. Con objetivo de destacar los elctrones de valencia se utilizan los llamados diagramas de puntos de Lewis.

Los gases nobles presentan una distribución electrónica de máxima estabilidad, con los orbitales s y p de valencia ocupados por completo, es decir, con 8 electrones. Los demás elementos poseen incompletos sus niveles de valencia, y de ahí su mayor o menor reactividad. En general, cuando se unen dos elementos representativos tienden ambos a alcanzar estructura de gas noble. Se conoce como regla del octeto: los átomos tienden a ganar, a perder o a compartir electrones hasta quedar rodeados de 8 electrones de valencia.

Sean unas u otras configuraciones, la formación espontánea de un enlace es una manifestación de la tendencia de cada átomo a alcanzar la ordenación electrónica más estable posible. Es decir, la

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