Física y Química 4 ESO EL ÁTOMO Pág. 1

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1 Física y Química 4 ESO EL ÁTOMO Pág. 1 UN POCO DE HISTORIA Demócrito y Leucipo (Siglo V a.c.) Algunos filósofos griegos creían que toda la materia estaba formada por una combinación de unas pocas sustancias simples: agua, aire, fuego y tierra. Demócrito y Leucipo elaboraron una teoría distinta, la primera hipótesis atómica de la humanidad, en la que decían que la materia estaba formada por unas partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. Pero estas ideas no fueron consideradas correctas por sus contemporáneos y el concepto de átomo permaneció casi olvidado durante más de veinte siglos. John Dalton ( ) En 1808, el científico inglés John Dalton publicó sus ideas sobre la constitución de la materia: La materia está formada por partículas extremadamente pequeñas, indivisibles e indestructibles, llamadas átomos. Cada elemento químico tiene todos los átomos idénticos, pero distinto a los de otro elemento químico. Cada compuesto químico está formado por la unión de átomos de diferentes elementos. Dalton distinguía entre elemento y compuesto: Un elemento químico era aquella sustancia que no se puede descomponer en otras más sencillas por estar formada por un solo tipo de átomos. Un compuesto químico es aquella sustancia que se puede descomponer en otras más sencillas ya que está formada por átomos de más de un elemento. J. J. Thomson ( ) Descubrió una partícula subatómica, el electrón, cuya principal propiedad era que tenía carga eléctrica negativa. De acuerdo con su descubrimiento, el átomo no podía ser una esfera Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines)

2 Pág. 2 EL ÁTOMO Física y Química 4 ESO maciza sin estructura interna: el electrón, descubierto por él, debería estar en el interior del átomo. Por ello propuso un nuevo modelo atómico acorde con su descubrimiento. Los átomos están formados por electrones, con carga eléctrica negativa, distribuidos por una esfera de materia de carga positiva, de forma que, globalmente, el átomo es eléctricamente neutro. El átomo de Thomson sería análogo a un bizcocho con pasas o a una sandía, donde las pasas o las pepitas serían los electrones y el biscocho o la carne roja de la sandía la materia de carga positiva. Átomo de Dalton Átomo de Thomson Rutherford ( ) Posteriormente se descubrió que, además del electrón, el átomo contenía dos partículas subatómicas más: el protón y el neutrón. Los protones son partículas que tienen la misma carga que los electrones, pero positiva, y una masa mucho mayor: la masa del protón es veces mayor que la masa del electrón. Los neutrones no poseen carga eléctrica y tienen una masa prácticamente igual a la del protón. Rutherford dirigió un experimento donde lanzó unas partículas muy pequeñas, de tamaño atómico, conocidas como partículas α, contra una finísima lámina de oro, observando que la mayoría de las partículas α atravesaban la lámina sin desviarse, pero algunas sufrían desviaciones de más de 90. Rutherford llegó a la conclusión de que casi toda la materia del átomo debería estar acumulada en un pequeño volumen central, llamado núcleo, y el resto del átomo debería estar prácticamente vacío. De acuerdo con esto, propuso un nuevo modelo atómico: Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines) Curso

3 Física y Química 4 ESO EL ÁTOMO Pág. 3 Los átomos están formados por protones, neutrones y electrones. En cada átomo, la cantidad de protones y neutrones es la misma, de modo que el átomo es eléctricamente neutro. Los protones y neutrones se encuentran juntos en la parte central del átomo, en una zona muy pequeña llamada núcleo, y los electrones giran a su alrededor en una zona muchísimo mayor llamada corteza electrónica. El tamaño del núcleo es una veces menor que el tamaño del átomo: si un núcleo tuviera el tamaño de una moneda de 1 céntimo de euro y la colocamos en el punto central de un campo de fútbol, la corteza electrónica tendría el tamaño del estadio. MODELO ATÓMICO DE BOHR Niels Bohr ( ) elaboró un nuevo modelo atómico tomando como base el modelo de Rutherford. Los aspectos más destacados de su modelo son: Los átomos están formados por tres tipos de partículas: protones, neutrones y electrones. En cada átomo la cantidad de protones y electrones es la misma, de modo que el átomo es eléctricamente neutro. Los átomos están formados por un núcleo de protones y neutrones, con electrones moviéndose a su alrededor, en la denominada corteza electrónica. La masa de átomo está prácticamente concentrada en su núcleo. Los electrones de la corteza electrónica están girando en distintos niveles (órbitas) alrededor del núcleo. Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines)

4 Pág. 4 EL ÁTOMO Física y Química 4 ESO En los niveles orbitales (órbitas) sólo caben un número determinado de electrones. En el primer nivel sólo caben 2 electrones. En el segundo nivel caben hasta 8 electrones. En el tercer nivel caben hasta 18 electrones. En el cuarto y quinto nivel caben hasta 32 electrones. En el sexto nivel caben hasta 18 electrones y en el séptimo caben hasta 8 electrones. Los niveles orbitales, designados por n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, etc, contienen distintos subniveles designados por las letras s, p, d y f. El subnivel s del nivel n = 1 se designa por 1s. El subnivel s del nivel n = 2 se designa por 2s. El subnivel s del nivel n = 3 se designa por 3s, y así sucesivamente. Lo mismo ocurre con el subnivel p, con el d y con el f. De esta manera, los niveles y subniveles atómicos de un átomo quedan de la siguiente manera: Nivel Subniveles nº de e - n = 1 1s 2 n = 2 2s 2p 8 n = 3 3s 3p 3d 18 n = 4 4s 4p 4d 4f 32 n = 5 5s 5p 5d 5f 32 n = 6 6s 6p 6d 18 n = 7 7s 7p 8 Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines) Curso

5 Física y Química 4 ESO EL ÁTOMO Pág. 5 En el nivel n = 1 se admite un máximo de 2 electrones; como sólo posee un subnivel 1s, esos 2 electrones estarían situados en él. Se expresa de la siguiente manera: 1s 2 donde el 2 no indica que la s esté elevada al cuadrado, indica que existen 2 electrones situados en el subnivel 1s. De este hecho concluimos que los subniveles s no admiten más de 2 electrones. Análogamente, en el nivel n = 2 se admite un máximo de 8 electrones. Como el nivel 2 posee 2 subniveles, 2s y 2p, los 8 electrones se reparten entre ellos. Anteriormente hemos visto que el s sólo puede admitir 2 electrones, por lo tanto, los 6 electrones restantes estarán situados en el subnivel p. Se expresa de la siguiente manera: 2s 2 2p 6 indica que hay 2 electrones situados en el subnivel 2s y 6 electrones en el subnivel 2p. Como no es posible situar más de 8 electrones en el nivel n = 2 y el subnivel s admite un máximo de 2 electrones, llegamos a la conclusión que los subniveles p admiten un máximo de 6 electrones. En el nivel n = 3 tenemos tres subniveles: 3s, 3p y 3d. Este nivel admite un máximo de 18 electrones: 2 estarían situados en el s, 6 estarían en el p, y los 10 electrones que quedan han de estar situados en el d: 3s 2 3p 6 3d 10 Igualmente concluimos que los subniveles d admiten 10 electrones como máximo. Por último, para el nivel n = 4 se admite como máximo 32 electrones, que deben estar distribuidos entre sus cuatro subniveles: 4s, 4p, 4d y 4f. De nuevo, 2 electrones estarían situados en el s, 6 en el p, 10 en el d y los restantes 14 electrones deberán ocupar el subnivel f, quedando: 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 y llegaríamos a la conclusión de que en los subniveles f pueden situarse un máximo de 14 electrones. En resumen: Un subnivel s Un subnivel p Un subnivel d Un subnivel f Admite como máximo 2 electrones Admite como máximo 6 electrones Admite como máximo 10 electrones Admite como máximo 14 electrones Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines)

6 Pág. 6 EL ÁTOMO Física y Química 4 ESO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA En un átomo neutro, el número de electrones que hay en la corteza electrónica es el mismo que el número de protones que hay en el núcleo. Los electrones se sitúan en los diferentes subniveles siguiendo un orden establecido. En general, se llenan primero aquellos subniveles que poseen menor energía. En la figura adjunta están ordenados los subniveles de menor a mayor energía. La disposición de los electrones en los distintos subniveles tiene que ser tal que el átomo posea la mayor estabilidad posible. Por lo tanto, los electrones se irán situando en los subniveles de menor energía que estén libres. La disposición de los electrones en los distintos subniveles recibe el nombre de configuración electrónica del átomo. EJEMPLO: El átomo de potasio, de símbolo K, posee 19 electrones. Tal como hemos explicado antes, esos 19 electrones no pueden situarse de forma arbitraria en los distintos subniveles. Obligatoriamente tienen que ir ocupando, de forma ordenada, los subniveles de menor energía que estén libres. Si nos fijamos en el gráfico anterior, se comenzará llenado el subnivel 1s con 2 electrones, continuaremos situando otros 2 electrones en el 2s, seguiremos situando 6 electrones en el 2p, otros 2 se situarán en el 3s, y como sólo restan 7 electrones para completar los 19 que tiene el potasio, 6 los situaremos en el subnivel siguiente, el 3p, y queda 1 electrón que lo colocaríamos en el 4s. Ya estarían los 19 electrones distribuidos ordenadamente en los subniveles de menor energía. Por tanto, la configuración electrónica del potasio es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 REGLA DE MÖLLER Observa en la gráfica anterior que el subnivel 4s está por debajo del 3d. Esto indica que el 4s es menos energético que el 3d y por lo tanto tiene que ocuparse antes. Esta circunstancia ocurre con más subniveles. Cómo llenar los subniveles sin equivocarnos? Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines) Curso

7 Física y Química 4 ESO EL ÁTOMO Pág. 7 Existe un método de llenado de subniveles, conocido como regla de Möller, que nos permite colocar los electrones en sus subniveles correctos (salvo excepciones). Consiste en escribir los subniveles en escalera, tal como muestra la figura, y seguir el sentido descendente de la flecha, comenzando por el 1s, para ir llenando subniveles hasta completar con el número de electrones que posea el átomo correspondiente. EJEMPLO: Escribir la configuración electrónica del arsénico (33 electrones) Bajaremos la escalera comenzando por el 1s y seguiremos las flechas para ir llenado subniveles hasta completar 33 electrones. Quedaría: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 El subnivel más externo es conocido como capa de valencia, y los electrones situados en él se llaman electrones de valencia. La reactividad y propiedades de los elementos químicos vienen determinadas por estos electrones de valencia. NÚMERO ATÓMICO El número atómico, Z, es el número de protones que posee un átomo en su núcleo. Un elemento químico se caracteriza porque todos sus átomos tienen, en su núcleo, el mismo número de protones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene 1 protón; el helio, 2 protones; el oxígeno, 8 protones; el azufre, 16 protones; la plata, 47; y el uranio, 92. NÚMERO MÁSICO El número másico, A, es el número total de partículas que hay en el núcleo (protones + neutrones). La diferencia entre el número másico A y el número atómica Z es el número de neutrones N. ISÓTOPOS Los isótopos son aquellos átomos que tienen el mismo número atómico Z pero distinto número másico A. Esto significa que los isótopos poseen en sus núcleos el mismo número de protones y distinto número de neutrones. Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines)

8 Pág. 8 EL ÁTOMO Física y Química 4 ESO Los isótopos se nombran con el nombre del elemento seguido de un guión y el número másico: carbono-12; carbono-14; oxígeno-16; etc., y se representan por el símbolo del elemento químico, su número atómico y su número másico: Isótopos del hidrógeno SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS Los elementos químicos se encuentran ordenados en la denominada tabla periódica o sistema periódico. Están dispuestos en orden creciente de número atómico Z. El número que aparece en cada casilla sobre el símbolo del elemento es su número atómico (número de protones que posee en su núcleo). Además, se distribuyen en 7 períodos (las filas) y 18 grupos (las columnas). Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines) Curso

9 Física y Química 4 ESO EL ÁTOMO Pág. 9 Como los elementos están ordenados por el número atómico, un elemento siempre tendrá un protón y un electrón más que el que le precede y uno menos que el siguiente. La situación de un elemento químico en un determinado grupo y período del sistema periódico está relacionada con su configuración electrónica. Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas parecidas porque el último nivel de sus configuraciones electrónicas es similar, tal como se muestra en la siguiente figura: Los grupos se suelen denominar con nombres especiales: Grupo 1 Metales alcalinos Grupo 2 Metales alcalinotérreos Grupo 3 a 12 Metales de transición Grupo 13 Elementos térreos Grupo 14 Elementos carbonoideos Grupo 15 Elementos nitrogenoideos Grupo 16 Elementos anfígenos Grupo 17 Halógenos Grupo 18 Gases nobles Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines)

10 Pág. 10 EL ÁTOMO Física y Química 4 ESO IONES Los átomos pueden ganar o perder electrones de su última capa. Cuando esto ocurre, el átomo deja de ser eléctricamente neutro y se convierte en un ion. Por tanto, los iones son átomos cargados eléctricamente por haber perdido o ganado electrones. Inicialmente, un átomo tiene igual número de protones (+) que de electrones (-). Por eso es eléctricamente neutro. Si un átomo pierde electrones, tendrá más protones (+) que electrones (-) y quedará cargado positivamente. Se convierte en un ion positivo llamado catión. Si un átomo gana electrones, tendrá más electrones (-) que protones (+) y quedará cargado negativamente. Se convierte en un ion negativo llamado anión. Los iones se representan por el símbolo químico del elemento elevado a n+ o n-, donde n es el número de electrones ganados o perdidos y el signo + o indica la carga del ion. indica que el átomo de calcio ha perdido 2 electrones y se ha convertido en el ion calcio (2+) o catión calcio (2+); indica que el átomo de boro ha ganado 3 electrones y se ha convertido en el ion boro (3-) o anión boro (3-); indica que el átomo de potasio ha perdido 1 electrón y se ha convertido en el ion potasio (1+) o catión potasio (1+); etc. Otros ejemplos donde el átomo se convierte en ion por pérdida o ganancia de electrones son: Departamento de Física y Química. IES El Majuelo (Gines) Curso