Unidad III: Estructura de la Materia

Transcripción

1 Colegio 6 D.E. 2 Manuel Belgrano Química 4º1ª; 4º2ª; 4º3ª TM Docente: Álvarez Guerreiro I. Estructura del átomo Los átomos están formados por: Unidad III: Estructura de la Materia Modelo del Átomo Todos los átomos son neutros, es decir, tiene carga eléctrica neta nula ya que tienen igual cantidad de protones que de electrones (igual cantidad de cargas positivas como cargas negativas por eso se dice que los átomos no tienen carga ) El 99% del volumen total del átomo es espacio vacío. El núcleo ocupa una porción muy pequeña del volumen total del átomo, pero concentra casi la totalidad de su masa. Se trata de una zona extremadamente densa. Si observamos la tabla periódica veremos que todos los elementos tienen un número entero que los identifica, por ejemplo el H tiene el número 1 y el que tiene el número 2 es el Helio. El orden creciente del número se sigue de izquierda a derecha. Éste número entero representa el número de protones que tiene ese átomo y se lo conoce como número atómico (se simboliza con la letra Z). Como vimos al principio, en el núcleo además de protones hay neutrones. La suma del número de protones y neutrones recibe el nombre de número másico (se simboliza con la letra A). La forma aceptada para anotar el número atómico Z y el número másico A de un elemento X es la siguiente: Isótopos

2 Hay átomos del mismo elemento (por lo tanto igual número de protones) que tienen distinto número de neutrones en sus núcleos. Por ejemplo el Li, elemento de número atómico Z=3, tiene un número másico que puede ser 7 o 6: Esto quiere decir que el átomo de Li puede tener 4 o 3 neutrones. Por lo tanto: Si Z = P+ y A = p+ + nº; entonces nº = A p+ nº = 7-3 = 4 nº = 6-3 = 3 Los átomos con igual número de protones pero distintos número de neutrones se llaman isótopos (iso: igual; topo: lugar), lo que es lo mismo que átomos con igual Z y diferente A. Existen isótopos de muchos elementos que son radiactivos, es decir, se desintegran formando átomos de otros elementos. Algunos se aplican en la Medicina para estudiar el interior del cuerpo, empleando otros radioisótopos es posible detectar lesiones y tumores en distintos órganos. También se emplean para destruir células cancerosas (el tratamiento se denomina radioterapia). Otros isótopos permiten determinar la edad de objetos muy antiguos y otros se utilizan para obtener energía en centrales nucleares. Los diferentes isótopos de los elementos no son igualmente estables, ni se presentan en la naturaleza en la misma proporción. Si vemos el número de masa atómica de Li por ejemplo, según la tabla periódica es 6,94. Éste número se obtiene calculando el promedio de los distintos porcentajes de cada uno de los isótopos de Li que existen en la naturaleza. Como el número es cercano a 7 es evidente que existen más átomos de Li 7 que de Li 6. Isóbaros Se denominan isóbaros (iso: igual; baro: masa) a aquellos átomos que presentan el mismo número de masa (A) pero diferente número atómico (Z) y por lo tanto diferente número de neutrones. Las especies químicas son distintas (a diferencia de los isótopos), ya que el número de protones y por consiguiente el número de electrones difieren entre sí, por lo tanto las propiedades físicas y químicas entre dos isóbaros son diferentes. Ejemplos: 14 C 14 N 6 7 Los iones Los átomos pueden ganar o perder electrones y transformarse en iones. Si un átomo pierde electrones (cargas negativas), se transforma en un ion positivo llamado catión, y queda con tantas cargas positivas como electrones haya perdido (recordemos que los átomos son

3 neutros por lo tanto si pierde determinada cantidad de cargas negativas quedan sin neutralizar la misma cantidad de cargas positivas). Si en cambio, un átomo gana electrones, se transforma en un ion negativo llamado anión, y queda con tantas cargas negativas como electrones haya ganado. Veamos unos ejemplos: El cloro (que es neutro como todo átomo) gana un electrón (una carga negativa) por lo que hay un exceso de carga negativa que se representa con el signo menos -. Así se forma el anión cloro. El sodio pierde un electrón (una carga negativa) por lo que una de sus cargas positivas del núcleo (un protón) queda sin ser neutralizada, entonces se lo representa con un signo +. Así se forma el catión sodio. Configuración electrónica Los electrones se encuentran moviéndose alrededor del núcleo atómico, en la llamada nube de electrones o zona extra-nuclear (fuera del núcleo). Su distribución en este espacio (fuera del núcleo), no se da de cualquiera manera, sino en determinados niveles y subniveles y está relacionado con muchas propiedades de los átomos. Para el nivel 1 hay 1 subnivel que se llama s Para el nivel 2 hay 2 subniveles que se llaman s y p Para el nivel 3 hay 3 subniveles que se llaman s, p y d Para el nivel 4 hay 4 subniveles que se llaman s, p, d y f Cada subnivel puede contener diferente cantidad de electrones: Los subniveles s pueden tener un máximo de 2 e- Los subniveles p pueden tener un máximo de 6 e- Los subniveles d pueden tener un máximo de 10 e- Los subniveles f pueden tener un máximo de 14 e- Veamos ejemplos de cómo escribir la configuración electrónica CE, es decir, la distribución de los e-, para los átomos.

4 El H tiene Z=1, entonces tiene 1 p+ y como el átomo es neutro entonces también tiene 1 e-. Por lo tanto la configuración será 1s1 El He tiene Z=2 por lo tanto la CE será 1s2 El Li tiene Z=3, por lo tanto la CE será 1s2 2s1 Sigamos: A partir del elemento con Z=19 se produce una alteración en el orden de llenado y los electrones ingresan en un nivel de energía superior a pesar de que aún no se ha completado el nivel anterior, por ejemplo, la configuración electrónica del potasio es: El último e- ocupa el subnivel 4s y no el 3d Por algunas razones más complejas, que no vamos a ver en este curso, el orden en que los electrones van a acomodarse en los diferentes niveles no sigue lo indicado más arriba. Pero hay una regla que ayuda a escribir la configuración electrónica y es la regla de las diagonales. Veamos un ejemplo de un átomo y su catión: (El catión tiene un e- menos).

5 Observaciones sobre la Tabla Periódica En la tabla periódica pueden distinguirse 18 columnas, llamadas grupos y 7 filas denominadas períodos. A su vez, los grupos conforman bloques cuyo nombre corresponde al subnivel en el cuál se encuentra el último electrón. Se llama configuración electrónica externa, CEE, a la que corresponde a los electrones con capacidad para participar en las uniones químicas (tema que estudiaremos en la siguiente unidad). En los elementos representativos la CEE corresponde a los electrones del mayor nivel energético y coinciden con el número del grupo A al que pertenecen en la tabla periódica. Nombre de los grupos: Los metales del grupo IA son llamados metales alcalinos (excepto el H que es un no metal); Los metales del grupo IIA son llamados metales alcalinos térreos; Los no metales del grupo VIIA son llamados halógenos; Los no metales del grupo VIIIA son llamados gases nobles o inertes. Propiedades periódicas: Radio atómico Se define radio atómico para un elemento X como la mitad de una distancia entre los núcleos de los dos átomos de X cuando forman la unión X-X. Por ejemplo, el radio atómico para el Br es 1,15 A, porque la distancia inter-nuclear en la molécula de Br2 es 2,30 A. Por lo

6 tanto no corresponde definir radio atómico como la distancia entre el núcleo y el electrón más externo, como si el átomo fuera una esfera rígida. Los valores de la Tabla indican que al aumentar el número atómico dentro de un grupo se produce un aumento del radio atómico, mientras que en el período se produce una disminución del mismo hasta llegar a los halógenos. Podemos explicar estos hechos en base a los cambios que se producen en las configuraciones electrónicas? A medida que aumenta el número atómico de los elementos de un determinado grupo, como por ejemplo Li, Na, K en el grupo 1A, aumenta el número cuántico n, en consecuencia el orbital s es cada vez mayor y por lo tanto aumenta el radio atómico. En cambio, cuando aumenta el número atómico de los elementos de un determinado período, por ejemplo el segundo, el valor del número cuántico n permanece constante. Como la carga nuclear aumenta, los electrones externos se encuentran más atraídos por el núcleo y por lo tano se reduce el radio. Como regla general podemos representar las variaciones de radio atómico a lo largo de la tabla por el siguiente esquema: Electronegatividad La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula El flúor es el elemento con más electronegatividad, el Francio es el elemento con menos electronegatividad.

7 La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares. Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos. El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor. Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad. Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. Las variaciones de la electronegatividad dentro de la tabla periódica se pueden establecer de la siguiente manera (en oposición al radio atómico): Ejercicios Adicionales 1) Indicar si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas y justificar: a) La masa del protón tiene el mismo valor que la correspondiente al electrón;

8 b) El volumen del átomo está definido por la corteza electrónica; c) Los isótopos son átomos de distinto elemento con igual número atómico; d) Un anión se origina cuando un átomo pierde protones; e) La configuración electrónica de un elemento de Z = 19, termina en 3d 1 ; f) Cuando se forman iones la composición del núcleo de los átomos que les dan origen se mantiene constante; g) El elemento de Z = 35 es representativo y el de Z = 25 es de transición. 2) Dada la siguiente información: Fe: Tiene 26 protones y 30 neutrones; Br 1- : Tiene 36 electrones y número másico 80; Rb: Pertenece al período 5 y grupo 1. Indicar y justificar: a) Número atómico para cada elemento; b) Número másico para el hierro; c) Configuración electrónica para cada elemento; d) Número atómico y número másico para un posible isótopo de Fe; e) Grupo, período y bloque para el bromo y el hierro. 3) Un elemento X es capaz de originar un catión divalente con 18 electrones. Cuál es el número atómico de X y su ubicación en la clasificación periódica? 4) Los elementos L y E, pertenecen al mismo período. L tiene 27 electrones y E, pertenece al grupo 14. Indicar la configuración electrónica y el número atómico de cada uno. 5) Teniendo en cuenta los datos que aparecen en el siguiente cuadro, completarlo: