ESTRUCTURA EXTRANUCLEAR DEL ÁTOMO

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1 ESTRUCTURA EXTRANUCLEAR DEL ÁTOMO 1.- Descarga eléctrica en gases enrarecidos. Protones y electrones. 2.-Modelo atómico de Rutherford. 3.- Otras partículas constituyentes del átomo. 4.- Espectros atómicos. 5.- Hipótesis de Planck. 6.- Modelo atómico de Bohr. 7.- Principio de dualidad onda-partícula. 8.- Principio de Incertidumbre de Heisemberg. 9.- Mecánica ondulatoria Orbital atómico. Números cuánticos Configuración electrónica de los átomos Tabla periódica de los elementos Propiedades periódicas. 1.- DESCARGA ELÉCTRICA EN GASES ENRARECIDOS. PROTONES Y ELECTRONES. En condiciones normales los gases son aislantes de la corriente eléctrica, sin embargo, al someterlos a altos voltajes permiten su paso a través de ellos. A presiones del orden de 1 mm de mercurio la descarga eléctrica a través de un gas es silenciosa y provoca en el mismo una luminosidad cuyo color depende de la naturaleza del gas que hay en el tubo ; este hecho se utiliza en los actuales tubos de neón. Si el grado de vacío es más elevado, desaparece la luz, pero el vidrio situado frente al polo negativo o cátodo brilla con una fluorescencia como si fuera alcanzado por unos rayos invisibles que salieran del cátodo en línea recta. Por eso se llamaron rayos catódicos. Si se interpone en su camino un objeto metálico, se dibuja su sombra en la pared opuesta del tubo, lo cual indica que dichos rayos son detenidos por el metal. Si se coloca en el interior del tubo un ligero molinillo en posición adecuada, sus aspas giran bajo el impacto de estos rayos, lo cual nos indica que estos están constituidas por partículas con masa. Algunas de las características que presentan estos rayos son : a) Su naturaleza y comportamiento no dependen del gas introducido en el tubo. b) Poseen masa. c) Están cargados negativamente, ya que se desvían bajo la acción de un campo eléctrico hacia el polo positivo. d) La relación carga-masa, obtenida por primera vez por Thomson era : q m = 176 ' 10 8 C/ g De todo esto los físicos dedujeron que los rayos catódicos eran partículas materiales de masa muy pequeña que procedían del material usado como cátodo y cargadas negativamente. Posteriormente Millikan midió experimentalmente la carga de estas partículas, valor que en el Sistema Internacional es de C ; usando este valor junto con la relación obtenida por Thomson se pudo obtener que el valor de su masa era de g. Estas partículas fueron llamadas electrones por primera vez por Stoney. Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 1

2 Más adelante se descubrió que junto con los rayos catódicos aparece otra radiación en los tubos de descarga de gases, llamados rayos canales y que presentan las siguientes características : a) Es una radiación que transporta más masa que los rayos catódicos. b) Sus características dependen del gas que se introduce en el tubo, por lo que se piensa que se originan en el seno del gas y no en el electrodo (como ocurría con los catódicos). c) Están cargados positivamente, puesto que se desvían hacia el polo negativo en el seno de un campo eléctrico. d) Si bien su carga y masa dependen de la naturaleza del gas introducido, los que presentan menor masa se obtienen cuando el gas es hidrógeno, y además la masa para cualquier gas es siempre múltiplo de la obtenida con hidrógeno. e) La relación masa-carga para los rayos obtenidos con hidrógeno es igual a 1836 veces la obtenida para los electrones. A las partículas que se obtenían cuando se introducía gas hidrógeno en el tubo se les denominó protones, y se consideró que los obtenidos con otros gases eran grupos de protones. La aparición de los rayos canales se explica pensando que los rayos catódicos chocan con los átomos del gas encerrado en el tubo de descarga, en ese choque se desprenden algunos electrones, quedando los átomos transformados en iones positivos que son atraídos hacia el cátodo. En resumen, todo lo anterior nos proporciona datos acerca de la estructura interna de la materia. a) Los átomos no son indivisibles, sino que tienen una estructura interna, conteniendo otras partículas más pequeñas. b) Hay un tipo de partículas con carga negativa, a las que denominamos electrones. c) Los electrones deben estar situados en la parte externa, ya que se pueden arrancar con facilidad. d) El resto del átomo tiene carácter positivo y contiene la mayor parte de la masa. e) Ya que los átomos son eléctricamente neutros, el conjunto de cargas positivas debe ser igual al de negativas. Nombre Símbolo Masa (g) Carga (C) Electrón e Protón p MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD. Conocida la existencia de los electrones y los protones como constituyentes del átomo, empezaron a aparecer modelos para explicar su constitución interna. En 1904 Thomson propuso un átomo macizo, formado por una masa con carga eléctrica positiva, en el seno de la cual había cargas negativas, los electrones que él mismo había descubierto. Ernest Rutherford, a resultas de un experimento que refutaba de forma total el modelo anterior, propuso un nuevo modelo atómico que, aunque superado actualmente, acertó a grandes rasgos la constitución de los átomos y fue la base para modelos posteriores. El experimento clave consistió en bombardear con partículas α láminas muy finas (de unos 500Å) de oro o plata. Sorprendentemente, la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin sufrir ninguna desviación, sólo algunas eran desviadas y poquísimas (un 0 005%) rebotaban contra la lámina. Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 2

3 Hacia 1911, Rutherford concluyó que los átomos integrantes de la lámina tenían que ser estructuras con una gran cantidad de espacio vacío (ya que las partículas α podían atravesar una buena cantidad de átomos sin desviarse) y también debían tener una zona con carga eléctrica positiva que era responsable de la desviación y del rechazo de algunas partículas α. Su modelo atómico se puede resumir en : 1. El átomo tiene un núcleo central pequeño con carga eléctrica positiva y que contiene casi toda su masa. 2. Girando en órbitas circulares alrededor del núcleo y a grandes distancias, hay pequeñas masas con carga eléctrica negativa (los electrones). La atracción eléctrica del núcleo constituye la fuerza centrípeta que permite a los electrones girar a su alrededor. 3. La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, porque el átomo es eléctricamente neutro. Rutherford calculó el tamaño aproximado de un átomo (10-10 m) y de su núcleo (10-14 m). Defectos del modelo de Rutherford El modelo de Rutherford describía el movimiento del electrón de la misma manera que se describe el movimiento de la Luna o de una pelota. Pero según los principios del electromagnetismo clásico el electrón tendría que emitir continuamente energía en forma de ondas electromagnéticas. Esta continua pérdida de energía tendría que hacer que el electrón acabara cayendo poco a poco hacia el núcleo, de forma que los átomos se colapsarían y la materia sería inestable. Por otro lado, como el electrón iría perdiendo energía de manera gradual, las energías emitidas también pasarían del valor máximo al mínimo y el espectro de emisión sería continuo. Sin embargo, en la realidad se observa que los espectros de emisión de los átomos son discontinuos. 3.- OTRAS PARTÍCULAS CONSTITUYENTES DEL ÁTOMO. Aparte de las dos partículas que se conocían como constituyentes del átomo, ya Rutherford sospechó que debería existir al menos otra partícula sin carga eléctrica que impidiera que los protones del núcleo se separaran debido a la repulsión culombiana. En 1932 Chadwick descubrió el neutrón como otro constituyente del núcleo. Poco después se descubrió una nueva partícula elemental (que no se podía dividir) en la radiación cósmica, el neutrino. A principios de los años sesenta el número de partículas elementales conocidas se acercaba al centenar, de forma que se hacía imprescindible un modelo que ayudara a clarificar este panorama tan confuso. A mediados de los sesenta Murray Gell-Mann y George Zweig propusieron el modelo quark. El modelo postula que los constituyentes elementales de la materia son unas partículas que se pueden agrupar en dos familias : los quarks y los leptones. Entre los leptones : el electrón, el muón, el tauón (los tres con carga eléctrica negativa), y tres neutrinos sin carga eléctrica. Entre los quarks : hay seis, cada uno de los cuales puede tener tres valores distintos de una propiedad llamada carga de color, además de un determinado valor de la carga eléctrica. En conjunto hay 36 partículas elementales distintas, a las que hay que sumar las correspondientes antipartículas. El siguiente cuadro las recoge: Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 3

4 QUARKS LEPTONES up down electrón neutrino electrónico q e = +2/3 azul q c verde rojo q e = - 1/3 azul q c verde rojo q e = - 1 no tiene carga de color no tiene carga eléctrica ni carga de color charm strange muón neutrino muónico q e = +2/3 azul q c verde rojo q e = - 1/3 azul q c verde rojo q e = - 1 no tiene carga de color no tiene carga eléctrica ni carga de color top bottom tauón neutrino tauónico q e = +2/3 azul q c verde rojo 4.- ESPECTROS ATÓMICOS. q e = - 1/3 azul q c verde rojo q e = - 1 no tiene carga de color En ciencia se denomina espectro a la descomposición de una onda compuesta en otras ondas simples ; puede referirse al espectro acústico, al electromagnético, etc., según sea el tipo de onda implicada. El método utilizado para separar un haz de ondas electromagnéticas en sus componentes es la dispersión por un prisma o por una red de difracción; se llama espectroscopio al instrumento usado para producir y analizar los espectros. Podemos distinguir dos tipos de espectro: de emisión y de absorción. El espectro de emisión es el producido por las radiaciones electromagnéticas que emite directamente un cuerpo. Depende de la propia naturaleza del cuerpo y de las condiciones en las que se produce el espectro. El espectro de absorción indica las energías absorbidas por un cuerpo o sustancia. Cuando una radiación electromagnética formada por varias longitudes de onda atraviesa un cuerpo, algunas de estas longitudes de onda desaparecen y en su lugar se encuentran rayas o bandas oscuras que proporcionan el espectro de absorción. Las rayas del espectro de absorción corresponden exactamente a las de emisión de la misma sustancia. (Pequeña explicación del proceso de obtención del espectro). Desde otro punto de vista, los espectros se pueden clasificar en : no tiene carga eléctrica ni carga de color Espectros de rayas. Es el espectro que se obtiene cuando la radiación es emitida o absorbida por átomos individuales ; este tipo de espectro es absolutamente típico de cada átomo y sirve para identificarlo. Espectros de bandas. Son propios de las moléculas y se obtienen debido a que las posibilidades de emisión o absorción en las moléculas son mayores que en el caso de los átomos. Espectros continuos. Es el caso del espectro de la luz solar o de los sólidos incandescentes, donde la enorme cantidad de átomos y sus interrelaciones permiten la emisión o absorción de todas las longitudes de onda. Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 4

5 Precisamente el hecho de que los espectros de los átomos fueran discontinuos derrumbó la viabilidad de modelo de Rutherford. Al estudiar el espectro del hidrógeno, Johann J. Balmer dedujo una relación para los valores de las longitudes de onda de las rayas que lo forman ; esta relación se obtuvo de forma experimental e indica que la distribución de rayas emitidas no tiene carácter irregular, sino que sigue una cierta ley. La relación encontrada era : λ = R n 1 n 2 donde n 1 y n 2 son números naturales : 1,2,3,... R es la constante de Rydberg : R = m -1 Aunque Balmer la dedujo sólo para la parte visible del espectro del hidrógeno (n 1 =2). Otros científicos obtuvieron relaciones semejantes para otras zonas del espectro (n 1 =1,3,4,5). En la tabla siguiente se muestran las zonas del espectro y los posibles valores de n 1 y n 2 para las distintas series : Serie Zona espectro Valores posibles de n 1 y n 2 Lyman Ultravioleta n 1 = 1 y n 2 = 2,3,4,... Balmer Visible n 1 = 2 y n 2 = 3,4,5... Paschen Infrarrojo n 1 = 3 y n 2 = 4,5,6,... Brackett Infrarrojo n 1 = 4 y n 2 = 5,6,7,... Pfund Infrarrojo n 1 = 5 y n 2 = 6,7,8, HIPÓTESIS DE PLANCK. Max Planck llegó, en 1990, a la conclusión de que la radiación podía ser emitida o absorbida de forma discontinua o, si se quiere, que los átomos no pueden absorber o emitir cualquier valor de la energía, sino sólo unos valores concretos. Las posibles energías intermedias entre dos de estos valores concretos no podían ser absorbidas ni emitidas. Así, la energía de cualquier radiación electromagnética tenía que ser n veces un valor elemental que llamó quantum. Este valor elemental de energía era igual a una constante multiplicada por la frecuencia de la radiación: E = h ν donde h = J s ν = frecuencia de la radiación La constante h se llama constante de Planck y es una de las constantes fundamentales del Universo. 6.- MODELO ATÓMICO DE BOHR. Niels Bohr formuló un modelo atómico en el que unió el modelo planetario de Rutherford con la teoría cuántica de Planck ; lo planteó con los siguientes postulados : Primer postulado. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias, sin emitir energía. Con esto quedaba eludida la cuestión de las órbitas inestables del modelo anterior. Segundo postulado. Sólo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón (L= m v r) sea múltiplo natural de h/2π. h me V r = n 2 π Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 5

6 Tercer postulado. Cuando un electrón pasa de una órbita superior a una órbita inferior, la diferencia de energías entre ambas órbitas se emite en forma de radicación electromagnética. Si el tránsito es en sentido contrario, de menor a mayor energía, el electrón necesitará absorber la diferencia de energía también en forma de radiación electromagnética. E 2 - E 1 = h ν De los postulados anteriores se desprende que en el átomo de Bohr, tanto el radio de la órbitas como la energía del electrón dependen de un número n que sólo puede tener valores naturales (n = 1,2,3,4,...). Podemos decir que el número n cuantifica el valor de las magnitudes atómicas; es un número cuántico. - Cálculo de la velocidad del electrón. - Cálculo del radio de las órbitas. - Cálculo de la energía del electrón. - Interpretación de las rayas del espectro de hidrógeno. El modelo atómico de Bohr, si bien alcanzó rápidamente un gran éxito, pronto empezó a mostrar algunas limitaciones : - Cuando se aplicaba a átomos con más de un electrón los resultados eran diferentes de los experimentales. - Cuando se utilizaron espectroscopios de mayor calidad se encontró que algunas rayas no eran simples, sino dobles y triples, cosa que era incompatible con el modelo. - Desde un punto de vista teórico el modelo mezcla un postulado clásico con otro cuántico y un tercero que contradecía la teoría electromagnética imperante por entonces. Sommerfeld trató de resolver estas dificultades introduciendo modificaciones al modelo : consideró órbitas elípticas ; que el electrón giraba alrededor del centro de gravedad del sistema núcleoelectrón ; introdujo nuevos números cuánticos, etc. Aunque estas modificaciones consiguieron algunos resultados, las discrepancias entre el modelo y los resultados experimentales se continuaron acumulando y sólo se consiguió salir del atolladero cuando se desarrolló un nuevo tipo de mecánica, la Mecánica Cuántica. 7.- PRINCIPIO DE DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA. Desde el principio de la Física Moderna la luz ha sido un fenómeno de naturaleza extraña. Newton consideraba que la luz estaba formada por corpúsculos ; en la misma época Huygens defendía que la luz estaba formada por ondas. A fínales del siglo XIX, Maxwell desarrolló la teoría electromagnética en la que consideraba que la luz era una onda. Después de esto todos los físicos aceptaron la naturaleza ondulatoria de la luz. En esta situación Einstein, para poder explicar el efecto fotoeléctrico se vio obligado a admitir nuevamente que la luz estaba formada por unas pequeñas partículas llamadas fotones. A raíz de estos hechos los científicos asumieron que la luz tiene una doble naturaleza : unas veces (por ejemplo, en los fenómenos de interferencia) se comporta como una onda, y otras veces (en el efecto fotoeléctrico) se comporta como un corpúsculo. En 1923 Louis De Broglie tuvo una genial idea: si en el caso de la luz las ondas se comportan como corpúsculos, por qué no es válido lo inverso?, por qué no asociar a todos los corpúsculos, electrones, protones, partículas alfa, etc., una onda? Esta idea le llevo a enunciar su principio de Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 6

7 dualidad corpúsculo-onda : todas las partículas elementales manifiestan un dualismo onda-corpúsculo y llevan asociada una onda cuya longitud de onda viene dada por : λ = h m v donde h es la constante de Plank, m la masa de la partícula y v su velocidad. En 1927 Davisson y Germer consiguieron la difracción de un haz de electrones proyectado contra un cristal de níquel; la difracción es un fenómeno típico de las ondas, por lo que esto proporcionó una confirmación rotunda de la teoría de De Broglie. 8.- PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG. Werner Heisenberg en 1927, facilitó uno de los principios más sorprendentes de la ciencia : el principio de incertidumbre o principio de indeterminación, según el cual es imposible medir simultáneamente y con precisión absoluta el valor de dos variables conjugadas. Por ejemplo, es imposible medir al mismo tiempo y exactamente valores de energía y de tiempo o también es imposible medir exactamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. En resumen, la precisión con que podemos medir las cosas es limitada; el límite viene marcado para el caso de la posición y la cantidad de movimiento por la expresión: x p x h 2 π x y p x = incertidumbre en posición y cantidad de movimiento h = constante de Planck Hay que hacer constar que el principio habla de simultaneidad, es decir, no impide que se pueda conocer con precisión absoluta una de ellas (incertidumbre igual a cero), pero ello obliga a que la ignorancia de la otra sea total (incertidumbre infinita). Por otra lado, también se debe notar que esa indeterminación no se debe a los instrumentos, sino al propio hecho de medir; incluso con los aparatos ideales más perfectos esa incertidumbre existe. Ejemplo de la medición del electrón. 9.- MECÁNICA ONDULATORIA. Como consecuencia del principio de incertidumbre, debemos desestimar el concepto de órbita como una trayectoria perfectamente definida en la que podemos localizar al electrón. Por otro lado, si el electrón puede comportarse como una onda, tiene que ser posible describir su movimiento a partir de una ecuación de onda. La idea de De Broglie fue concretada matemáticamente por Erwin Schrödinger en una ecuación de onda que permite calcular la función de onda ψ que describe al electrón : d Ψ d Ψ d Ψ 8 π m ( E V) Ψ = 0 dx dy dz h Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 7

8 ψ llamada función de onda, contiene la información sobre la posición del electrón. E es la energía total del electrón. V representa la energía potencial del electrón. La descripción que hace la mecánica ondulatoria del átomo consiste en el cálculo de las soluciones de la ecuación de Schrödinger, soluciones que, una vez obtenidas, dependen de unas variables denominadas números cuánticos (n,l,m,s), que reciben los nombres de principal, acimutal, magnético y de spin, respectivamente, y que pueden tomar los siguientes valores. Concepto de orbital - n = 1,2,3,... - l = 0,1,2,3,... (n-1) - m = - l, - l +1,...,0,... l - s = -1/2, +1/2 Como ya hemos dicho la función de ondas está relacionada con la posición del electrón, de forma que su cuadrado ψ 2 nos da la probabilidad de que el electrón esté en un determinado punto del espacio. A la región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es del 90 %, se le denomina orbital. Hay tantos orbitales distintos en un átomo como combinaciones distintas de los números cuánticos n, l y m, de forma que las características del orbital vienen fijadas por el valor de estos números, cada uno de los cuales tiene un significado: Nº cuántico principal n: define el tamaño de la órbita y la mayor parte de la energía del electrón. Nº cuántico azimutal l: determina la forma del orbital y modifica un poco la energía del electrón. Nº cuántico magnético m: define la orientación del orbital ; en presencia de un campo magnético modifica la energía del electrón. Nº cuántico de espín s: se suele decir que representa el giro del electrón sobre sí mismo. Aunque no tiene sentido que un electrón gire, se mantiene esta descripción porque, de ser cierta, proporcionaría los mismos resultados que los observados CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS. Obtener la configuración electrónica de un átomo consiste en distribuir los electrones de ese átomo en los distintos orbitales ; para realizar esta distribución se usan tres reglas fundamentales: regla de Aufbau, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. Regla de Aufbau. Los electrones entran siempre en los niveles más bajos de energía que estén desocupados. El orden de llenado de los diferentes orbitales lo podemos recordar con la figurita del margen: Principio de exclusión de Pauli. En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. En un orbital no puede haber más de dos electrones y estos deben tener el número cuántico de spin diferente, ya que los dos electrones que ocupan el orbital tienen iguales los números n, l y m.. Hacer tabla de los valores de los números cuánticos y de la población. Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 8

9 Regla de Hund. Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, desapareados TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La actual tabla de los elementos químicos está asentada en la ordenación realizada por el ruso Dimitri Mendeleiev ( ) en 1869, y está basada en: a) El orden creciente de las masas atómicas de los elementos químicos. b) El agrupamiento de los elementos en filas o períodos horizontales. c) La existencia de grupos o columnas verticales de elementos con propiedades parecidas. La ordenación actual ha sustituido al criterio de ordenación de masas atómicas por el del orden creciente del número atómico, gracias a los estudios del inglés Henry Moseley ( ), el cual demostró que el número atómico Z debe responder a la constitución íntima del átomo y no sirve tan sólo para obtener un lugar de colocación de electrones en una tabla de clasificación de elementos. Todo ello conduce a afirmar que hay una relación entre configuración electrónica y ordenación de los elementos en la tabla periódica: a) Se identifica el anterior término de nivel energético, dado por el número cuántico principal n, con el de fila o período horizontal. b) Aparece el concepto de grupo o columna vertical para aquellos elementos que tienen el mismo número de electrones en su nivel energético más externo. c) Se define la configuración electrónica externa como la configuración del nivel energético externo del átomo. Es precisamente la distribución electrónica la que determina las propiedades químicas de los elementos, o mejor dicho las propiedades químicas de un elemento dependen de la distribución electrónica del nivel energético más externo; por tanto, es frecuente que cuando se haga referencia a la configuración electrónica de un elemento se refiera uno a la configuración electrónica externa de dicho elemento químico. Por ejemplo, la configuración electrónica del átomo de B es 1s 2 2s 2 2p 1 y su configuración electrónica externa es 2s 2 2p 1. En la actual tabla periódica podemos distinguir los grupos o familias (18), que son las columnas verticales y los períodos (7), que son las filas horizontales. Períodos El tamaño de un período o fila horizontal de la tabla periódica depende del número de subniveles u orbitales que posea. Existen siete períodos que se corresponden con los siete posibles niveles energéticos de colocación de electrones. El primer período es muy corto, con un único orbital, el ls, y, por tanto, está constituido por sólo dos elementos: el hidrógeno y el helio. Los períodos segundo y tercero se caracterizan por aparecer en ellos como nuevos orbitales los p, lo que hace que tengan en total 8 elementos en cada período. Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 9

10 Los períodos cuarto y quinto o períodos largos se distinguen por la aparición de los orbitales d. Dichos períodos constan cada uno de 18 elementos, de los cuales 10 se corresponden con los llamados elementos de transición, que se caracterizan por llenar los orbitales d. Los períodos sexto y séptimo se caracterizan por la existencia de los orbitales f, en los que caben 14 electrones y dan origen a dos series de elementos químicos: los lantánidos en el período sexto y los actínidos en el período séptimo. Estas dos series de elementos también se suelen conocer conjuntamente con el nombre de tierras raras o elementos de transición interna. El período séptimo es el último y está incompleto, en él se van colocando los nuevos elementos químicos que se van descubriendo con las últimas investigaciones de los científicos. Obtén la configuración electrónica de los elementos del período 3 y comprueba lo dicho arriba. Grupos o familias Con respecto a los grupos o columnas verticales existen 18. Todos los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en su nivel energético más externo. Esto confiere propiedades semejantes a todos los elementos que pertenecen a dicho grupo y hace que se asigne un nombre característico a cada grupo o familia de elementos (alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoides, etc.). Así, por ejemplo, los alcalinos forman el grupo 1 y están constituidos por los elementos: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. Se caracterizan por tener el último nivel incompleto con un solo electrón en un orbital del tipo s. Por tanto, la configuración electrónica externa de los citados elementos alcalinos es del tipo ns 1. Obtén la configuración electrónica de los elementos del grupo 2 y comprueba lo dicho arriba PROPIEDADES PERIÓDICAS Hay una serie de propiedades de los elementos que varían de uno al otro siguiendo el orden en el que están colocados en la tabla periódica. De hecho, en mayor o menor grado, la mayoría de las propiedades químicas se pueden correlacionar con la situación del elemento en la tabla. Entre las propiedades que mejor muestran esta periodicidad se encuentran las siguientes: Radio Atómico. Se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos que están unidos. El radio atómico se mide mediante técnicas de difracción de rayos X, de electrones o de neutrones. Cuando se realiza la medición del radio atómico de un mismo elemento unido con enlaces distintos, los valores obtenidos difieren entre sí; no obstante estas variaciones son poco significativas. La variación del radio atómico en la tabla sigue las siguientes pautas: * En un grupo: Aumenta al aumentar el número atómico, ya que los electrones se colocan en niveles cada vez más altos (más alejados del núcleo), y además la carga negativa de los otros electrones los repelen, produciendo un aumento del volumen. Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 10

11 * En un período: Disminuye al aumentar el número atómico. Esto se debe a que el nuevo electrón que diferencia a un elemento del anterior se sitúa en el mismo nivel energético, pero la carga positiva del núcleo aumenta, produciendo mayor atracción sobre los electrones. Radio Iónico: El radio iónico es el radio de un átomo que ha ganado o perdido electrones. La variación del radio iónico sigue las mismas pautas que la del radio atómico, si bien los valores son distintos. Al formar iones positivos, los radios empequeñecen por pérdida de electrones. Esta variación es más ostensible en el caso de los metales alcalinos y alcalinotérreos, ya que pierden un nivel de energía. Los iones negativos son más grandes que los átomos neutros correspondientes. Este aumento es más evidente en el caso de halógenos y anfígenos. Energía o Potencial de Ionización: Es la energía que se debe suministrar (positiva) para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. X (g) + (P.I.) X + (g) + e - Por ejemplo, para ionizar un átomo de hidrógeno se necesita una energía de J. A veces se utiliza como unidad energética el electrón-voltio (ev). En caso de que se pueda arrancar más de un electrón, se habla de primer, segundo, tercer,... potencial de ionización. Naturalmente, cada vez costará más arrancar un electrón, y los sucesivos potenciales de ionización irán aumentando de valor. La variación periódica es como sigue: En un grupo: Disminuye al aumentar el número atómico, porque el último electrón se coloca en orbitales cada vez más alejados del núcleo, de forma que la atracción eléctrica sobre éste disminuye (la fuerza eléctrica disminuye con el cuadrado de la distancia). Además, la carga de los otros electrones, cada vez más numerosos, ejerce una repulsión cada vez mayor sobre los últimos. En un período: Aumenta al aumentar el número atómico; esto se debe a que los nuevos electrones entran en los mismos niveles energéticos, pero la carga del núcleo aumenta, siendo, por tanto, más grande la atracción sobre los electrones. Afinidad Electrónica: Es la energía que se desprende (signo negativo) cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón. X (g) + e - X - (g) + (A.E.) Por ejemplo, la afinidad electrónica del flúor es de J Al igual que en el caso del potencial de ionización, también puede hablarse de primera, segunda, tercera,... afinidad. Sin embargo, es una propiedad más difícil de calcular, no es tan periódica y no se conoce para todos los elementos. Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 11

12 Hay elementos, como muchos metales, que tienen valores positivos de la afinidad electrónica; esto significa que no tienen tendencia a ganar electrones, todo lo contrario, captar un electrón les resulta energéticamente desfavorable. La variación periódica de esta propiedad coincide con la del potencial de ionización, ya que los elementos que muestran facilidad para perder electrones (bajo P.I.), también tienen poca tendencia a captarlo (baja A.E.). Electronegatividad: Es una medida de la atracción que ejerce un átomo sobre un par de electrones mediante los cuales está enlazado con otro átomo. Es una magnitud importante para valorar el tipo y el carácter del enlace que pueden formar dos átomos. El químico norteamericano R. S. Mulliken propuso una expresión para calcular la electronegatividad de los átomos a partir de los valores del potencial de ionización y de la afinidad electrónica: X M = PI.. + AE.. 2 Sin embargo, ha sido más aceptada la escala de electronegatividades de L. C. Pauling, el cual asignó a cada elemento un valor que va desde cero hasta cuatro (éste último valor para el flúor, que es el elemento más electronegativo). Los valores de Pauling y de Mulliken se pueden relacionar entre sí mediante la expresión: X M X P = 62' 5 En un grupo la electronegatividad decrece a medida que aumenta el número atómico. En un período aumenta al aumentar el número atómico. Si dos elementos tienen electronegatividades similares, formarán, entre ellos, enlaces covalentes. Si sus electronegatividades son muy diferentes, formarán enlaces iónicos. Química 2º Bachillerato: Modelos Atómicos Página 12