ESTRUCTURA ELECTRONICA Y PERIODICIDAD QUIMICA

Transcripción

1 Programa de Química General QMQG0001 Escuela de Ingeniería y Administración Departamento de Ciencias Básicas - Bucaramanga ESTRUCTURA ELECTRONICA Y PERIODICIDAD QUIMICA ANTECEDENTES DEL MODELO ACTUAL DEL ATOMO La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se sabe acerca de estructura electrónica de las átomos se averiguó observando la interacción de la luz con la materia. La luz visible y otras formas de radiación electromagnética (también conocida como energía radiante) se mueven a través del vacío a la velocidad de la luz, c = 3,0 X 10 8 m/s. La radiación electromagnética tiene componentes tanto eléctricos como magnéticos que varían periódicamente en forma ondulatoria. Las características ondulatorias de la energía radiante permiten describirla en términos de longitud de onda, λ, y frecuencia ν, que están interrelacionadas: c = λν. Planck propuso que la cantidad mínima de energía radiante que un objeto puede ganar o perder está relacionada con la frecuencia de la radiación: E = hν. Esta cantidad mínima se llama cuanto de energía. La constante h se denomina constante de Planck, h = 6.63 X J s. En la teoría cuántica, la energía está cuantizada, lo que implica que sólo puede tener ciertos valores permitidos. Einstein utilizó la teoría cuántica para explicar el efecto fotoeléctrico, la expulsión de electrones de superficies metálicas por la acción de la luz. Él propuso que la luz se comporta como si consistiera en paquetes de energía cuantizados, llamados fotones. Cada fotón transporta una energía E = hν. La dispersión de la radiación en sus longitudes de onda componentes produce un espectro. Si el espectro contiene todas las longitudes de onda se dice que es un espectro continuo; si sólo están presentes ciertas longitudes de onda específicas, se tiene un espectro de líneas. La radiación emitida por átomos de hidrógeno

2 2 excitados forma un espectro de líneas; las frecuencias observadas en el espectro siguen una relación matemática sencilla en la que intervienen números enteros pequeños. Bohr propuso un modelo para el átomo de hidrógeno que explica su espectro de líneas. En este modelo, la energía del átomo de hidrógeno depende del valor de un número, n, llamado número cuántico. El valor de n debe ser un entero positivo (1,2,3,...), y cada valor de n corresponde a una energía específica diferente, E n La energía del átomo aumenta al aumentar n. Se logra la energía más baja cuando n = 1; éste se denomina estado basal del átomo de hidrógeno. Otras valores de n corresponden a estados excitados del átomo. Se emite luz cuando el electrón cae de un estado de energía más alta a uno de energía más baja; se debe absorber luz para excitar el electrón de un estado de energía más baja a uno de energía más alta. La frecuencia de la luz emitida o absorbida debe ser tal que hν sea igual a la diferencia de energía entre dos estados permitidos del átomo. De Broglie propuso que la materia, tal como los electrones, debía exhibir propiedades ondulatorias; esta hipótesis de ondas de materia se comprobó experimentalmente observando la difracción de electrones. Un objeto tiene una longitud de onda característica que depende de su trayectoria (momentum, mv); entonces λ = h/mv, donde h es la constante de Planck, m representa la masa y v la velocidad. El descubrimiento de las propiedades ondulatorias del electrón dio pie al principio de incertidumbre de Heisenberg, que indica que hay un límite inherente para la exactitud con que se puede medir simultáneamente la posición y la trayectoria (momentum) de una partícula. MODELO ACTUAL DEL ATOMO En el modelo de la mecánica cuántica del átomo de hidrógeno el comportamiento del electrón se describe mediante funciones matemáticas llamadas funciones de onda, denotadas con la letra griega ψ. Cada función de onda permitida tiene una energía que se conoce con precisión, pero no es posible determinar con exactitud la

3 3 ubicación el electrón; más bien, la probabilidad de que esté en un punto dado del espacio está dado por la densidad de probabilidad, ψ 2. La distribución de densidad electrónica es un mapa de la probabilidad de encontrar el electrón en todos los puntos del espacio. Las funciones de onda permitidas del átomo de hidrógeno se denominan orbitales. Un orbital se describe como una combinación de un entero y una letra, que corresponden a los valores de tres números cuánticos para el orbital. El número cuántico principal, n, se indica con los enteros 1, 2, 3, Este número cuántico es el que más directamente se relaciona con el tamaño y la energía del orbital. El número cuántico del momento angular ó azimutal, l, se indica con las letras s, p, d, f, etc., que corresponden a los valores de 0, 1, 2, 3,. El número cuántico l define la forma del orbital. Para un valor dado de n, l puede tener valores enteros que van desde 0 hasta n-1. El número cuántico magnético, m l, tiene que ver con la orientación del orbital en el espacio. Para un valor dado de l, m l puede tener valores enteros que van desde -l hasta +l incluyendo cero. Se pueden usar esquemas cartesianos para indicar las orientaciones de los orbitales. Por ejemplo, los tres orbitales 3p se designan 3p x, 3p y y 3p z y los subíndices indican el eje a lo largo del cual está orientado el orbital. Una capa electrónica ó nivel es el conjunto de todos los orbitales que tienen el mismo valor de n, como 3s, 3p y 3d. En el átomo de hidrógeno, todos los orbitales de una capa electrónica tienen la misma energía. Una subcapa o subnivel es el conjunto de uno o más orbitales que tienen los mismos valores de n y l; por ejemplo, 3s, 3p y 3d son subcapas de la capa n = 3. Hay un orbital en una subcapa s, tres en una subcapa p, cinco en una subcapa d y siete en una subcapa f. Las representaciones de contorno son útiles para visualizar las características espaciales (formas) de las orbitales. Cuando se les representa de este modo, los orbitales s aparecen como esferas que incrementan de tamaño al aumentar n. La función de onda de cada arbital p tiene dos lóbulos en lados opuestos del núcleo, orientadas a lo largo de los ejes x, y y z. Cuatro de los orbitales d aparecen como formas con cuatro lóbulos alrededor del núcleo; el quinto, el orbital dz 2, se

4 4 representa como dos lóbulos a lo largo del eje z y una "dona" en el plano xy. Las regiones en las que la función de onda es cero se llaman nodos. Hay cero probabilidad de que el electrón se encontrará en un nodo En los átomos con muchos electrones, las diferentes subcapas de la misma capa electrónica tienen diferentes energías. La energía de las subcapas aumenta según este orden: 1s,2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,. Los orbitales dentro de la misma subcapa siguen siendo degenerados, lo que significa que tienen la misma energía. Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín electrónico, que está cuantizada. El número cuántico magnético de espín, m s, puede tener dos valores, + ½ y ½, que pueden visualizarse como las dos direcciones en que un electrón puede girar alrededor de su eje. El principio de exclusión de Pauli dice que en un átomo no puede haber dos electrones que tengan los mismos valores de n, l, m l y m s. Este principio limita a dos el número de electrones que pueden ocupar cualquier orbital atómico. Estos dos electrones difieren en su valor de m s. La configuración electrónica de un átomo describe la forma en que los electrones se distribuyen en los orbitales del átomo. Las configuraciones electrónicas en estado basal generalmente se obtienen colocando los electrones en los orbitales atómicos con la más baja energía posible, sujeto a la restricción de que ningún orbital puede contener más de dos electrones. Si los electrones ocupan un subnivel que tiene más de un orbital degenerado, como la subcapa 2p, la regla de Hund dice que se logra la energía más baja si el número de electrones que tienen el mismo espín es máximo. Por ejemplo, en la configuración electrónica del carbono en el estado basal, los dos electrones 2p tienen el mismo espín y deben ocupar dos orbitales 2p distintos.

5 5 Los elementos de cualquier grupo dado de la tabla periódica tienen el mismo tipo de disposición electrónica en sus capas más exteriores. Por ejemplo, las configuraciones electrónicas de los halógenos flúor y cloro son [He]2s 2 2p 5 y [Ne]3s 2 3p 5, respectivamente. Los electrones de capa externa de un átomo, es decir, los que están afuera de los orbitales ocupados en el gas noble inmediato inferior, se denominan electrones de valencia, en tanto que los de las capas interiores se denominan electrones internos. TABLA PERIODICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS La tabla periódica fue desarrollada inicialmente por Mendeleev y Meyer con base en la similitud en las propiedades químicas y físicas que exhiben ciertos elementos. Moseley estableció que cada elemento tiene un número atómico único y esto permitió ordenar mejor la tabla periódica. Ahora sabemos que los elementos de la misma columna de la tabla periódica tienen el mismo número de electrones de valencia. Esta similitud en la estructura electrónica es el origen de las similitudes entre los elementos del mismo grupo. Las diferencias entre los elementos del mismo grupo se deben a que sus electrones externos están en niveles diferentes. Los elementos en la tabla periódica se pueden clasificar en metales, no metales y metaloides (sobre esta clasificación se hace referencia más adelante), o con base en su configuración electrónica así: los elementos en los que la subcapa más exterior es s o p se denominan elementos representativos o de los grupos principales, los metales alcalinos (grupo la), y los halógenos (grupo 7A) son ejemplos de elementos representativos. Los gases nobles se caracterizan por tener completamente llenas las subcapas s y p de su último nivel de energía. Los elementos en los que se está llenando una subcapa d se llaman elementos de transición (o metales de transición). Los elementos en los que se está llenando la subcapa 4f se denominan elementos lantánidos. Los elementos actínidos son aquellos en los que se está llenando la subcapa 5f. Los elementos lantánidos y actínidos se agrupan bajo la denominación de elementos de transición interna ó metales del bloque f. Estos

6 elementos aparecen como dos filas de 14 elementos debajo de la parte principal de la tabla periódica. 6 Muchas propiedades de los átomos se deben a la distancia media entre los electrones externos y el núcleo y a la carga nuclear efectiva que experimentan esos electrones. Los electrones internos escudan de forma muy eficaz a los electrones externos respecto a la carga cabal del núcleo (efecto pantalla), mientras que los electrones de la misma capa casi no se escudan mutuamente. En consecuencia, la carga nuclear efectiva que experimentan los electrones externos aumenta de izquierda a derecha en los períodos. El tamaño de un átomo puede estimarse con base en su radio atómico de enlace, determinado mediante mediciones de las distancias que separan a los átomos en sus componentes químicos. En general los radios atómicos aumentan conforme bajamos por una columna de la tabla periódica y disminuyen conforme nos movemos de izquierda a derecha en una fila por qué?. Los cationes son más pequeños que sus átomos progenitores; los aniones son más grandes que sus átomos progenitores (Tratando de generalizar, los cationes son más pequeños que los aniones). En el caso de iones con la misma carga, el tamaño aumenta al bajar por una columna de la tabla periódica. La primera energía de ionización de un átomo es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón del átomo en la fase gaseosa para formar un catión. La segunda energía de ionización es la energía requerida para quitar un segundo electrón del átomo, etc. Las energías de ionización muestran un aumento marcado cuando se han quitado todos los electrones de valencia, a causa de la carga nuclear efectiva mucho más alta que experimentan los electrones internos. Las energías de primera ionización de los elementos muestran tendencias periódicas que son opuestas a las que se observan en los radios atómicos; los átomos más pequeños tienen energías de primera ionización más altas. Así, las energías de primera ionización disminuyen conforme bajamos por una columna y aumentan conforme avanzamos de izquierda a derecha por una fila por qué?.

7 7 La afinidad electrónica de un elemento es el cambio de energía que tiene lugar cuando se agrega un electrón a un átomo en la fase gaseosa para formar un anión. Una afinidad electrónica positiva implica que el anión es más estable; una afinidad electrónica negativa implica que el anión no se forma con facilidad. En general las afinidades electrónicas aumentan conforme nos movemos de izquierda a derecha en la tabla periódica, los halógenos tienen las afinidades electrónicas más positivas. Cabe resaltar que las afinidades electrónicas de todos los gases nobles son negativas porque el electrón añadido tendría que ocupar una nueva subcapa de más alta energía. En qué consiste la electronegatividad, puede esta considerarse una propiedad periódica? Como ya se mencionó, los elementos en la tabla periódica se pueden dividir en metales, no metales y metaloides. La mayor parte de los elementos son metales, ocupan el lado izquierdo y la parte media de la tabla periódica. Los no metales aparecen en la sección superior derecha de la tabla. Los metaloides ocupan una banda angosta entre los metales y los no metales. La tendencia de un elemento a exhibir las propiedades de los metales, llamada carácter metálico, aumenta conforme bajamos por una columna y disminuye conforme avanzamos de izquierda a derecha por una fila. Los metales tienen un lustre característico, y son buenos conductores del calor y la electricidad. Cuando los metales reaccionan con no metales, los átomos metálicos se oxidan (pierden electrones) a cationes y generalmente se forman sustancias iónicas. Los no metales carecen de lustre y son malos conductores del calor y la electricidad. Varios de ellos son gases a temperatura ambiente y el bromo es el único no metal líquido. Los compuestos formados en su totalidad por no metales generalmente son moleculares. Los no metales por lo general forman aniones en sus reacciones con los metales. Los metaloides tienen propiedades intermedias entre los metales y los

8 8 no metales, por ejemplo, el silicio parece un metal, pero es quebradizo en lugar de maleable y no conduce el calor y la electricidad tan bien como los metales. Varios de los metaloides, siendo el más destacado el silicio, son semiconductores eléctricos y constituyen los principales elementos empleados en la fabricación de circuitos integrados para computadoras. Las propiedades periódicas de los elementos pueden ayudarnos a entender las propiedades de los elementos de los grupos representativos. Los metales alcalinos (Grupo IA) son metales blandos con baja densidad y bajo punto de fusión; tienen las energías de ionización más bajas de todos los elementos, lo que los hace muy reactivos hacia los no metales, pues pierden fácilmente su electrón s exterior para formar iones 1+. Los metales alcalinotérreos (Grupo IIA) son más duros y menos densos que los metales alcalinos, y tienen puntos de fusión más altos; también son muy reactivos frente a los no metales, aunque no tanto como los metales alcalinos. Los metales alcalinotérreos pierden fácilmente sus dos electrones exteriores para formar iones 2+. El hidrógeno es un no metal cuyas propiedades son diferentes de las de cualquiera de los grupos de la tabla periódica. Forma enlaces covalentes con otros no metales como el oxígeno y los halógenos. El oxígeno y el azufre son los elementos más importantes del grupo VI A. El oxígeno se encuentra por lo regular como molécula diatómica, O 2, el ozono, O 3, es un alótropo importante del oxígeno. El oxígeno tiene una fuerte tendencia a ganar electrones de otros elementos oxidándolos. El azufre elemental se encuentra más comúnmente como moléculas S 8. Los halógenos (Grupo VII A) son no metales que existen como moléculas diatómicas. Los halógenos tienen las afinidades electrónicas más negativas de todos los elementos, por lo que su química está dominada por una tendencia a formar iones 1-, sobre todo en reacciones con metales. Los gases nobles (Grupo VIII A) son no metales que existen como gases

9 9 monoatómicos. Estos elementos son muy poco reactivos porque tienen subniveles s y p totalmente llenos. Sólo se conocen compuestos de los gases nobles más pesados, y sólo con no metales muy activos, como el flúor. Fuentes: 1. Brown, T. Química, la ciencia central. Novena edición. Prentice Hall. México, Chang, R. Química. Séptima edición. Mc Graw Hill. México, 2003.