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Átomos y sistema periódico
Unidad 2
1. Las partículas del átomo.
En 1803, John Dalton enunció su teoría atómica, según la cual la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos,
basándose en estudios experimentales realizados con gran rigor científico. A finales del siglo XIX y principios del XX se comprobó que en el interior del
átomo había partículas más pequeñas, lo que obligó a revisar la teoría atómica.
Descubrimiento del electrón J.J. Thomson, 1897
Experimento en tubos de descarga
El tubo contenía un gas a presión muy baja. Al producir la descarga eléctrica entre las placas aparecía un rayo luminoso. El haz procedente del
cátodo (rayo catódico) se propaga en línea recta, era capaz de mover un molinillo colocado en el camino y provocaba luminiscencia en el extremo
del tubo. El rayo era desviado por la acción de campos eléctricos y magnéticos. Era atraído por la placa positiva. Consecuencia: los rayos
estaban formados por partículas con carga negativa.
Thomson observó que, los rayos catódicos, tenían las mismas
propiedades, cualquiera que fuese el gas
En el interior de todos los átomos hay una o más partículas cargadas negativamente llamadas electrones
En 1909 y 1912 Robert Millikan midió la masa y la
carga del electrón
melectrón= 9,11∙10-31 kg
qelectrón= -1,6∙10-19 C
Como la experiencia demuestra que la materia es eléctricamente neutra, los científicos pensaron que el átomo también debía alojar partículas con
carga positiva. Cada átomo debe tener el mismo número de cargas positivas que negativas.
En 1918, Rutherford, descubrió el protón, partícula con la misma carga que el electrón pero positiva y una masa 1840 veces mayor que la del
electrón.
En 1931, Chadwick, descubrió que en los átomo había una tercera
partícula sin carga y con una masa semejante a la del protón, el
neutrón
mp=1840·me
Protón Electrón Neutrón
Masa 1,673·10-27kg 9,11·10-31kg 1,675·10-27kg
Carga +1,6·10-19C
-1,6·10-19C
0
Como estas partículas son muy pequeñas es adecuado utilizar como unidades de masa y
carga la unidad de masa atómica (1 u = 1,66·10-27kg) y la unidad elemental de carga (1
uec es la carga de un electrón)
Protón Electrón Neutrón
Masa 1 u 1/1840 u 1 u
Carga +1 uec -1 uec 0
Hoy día sabemos que en el átomo hay otras partículas más pequeñas, llamadas quarks, que forman los protones y neutrones.
2. Modelos atómicos
El conocimiento de las partículas que formaban el átomo provocó
que los científicos imaginaran modelos que explicasen como era el
átomo
MODELO ATÓMICO DE THOMSON (año 1904): planteó un modelo en el que el átomo era una gran
masa de carga positiva e insertada en ella los electrones. Como el átomo es neutro tendría tantos
electrones como cargas positivas tuviese.
EL EXPERIMENTO DE LA LÁMINA DE ORO (REALIZADO POR GEIGER Y MARSDEN, COLABORADORES DE
RUTHERFORD, año 1908)
1. Se utilizó una lámina muy fina de oro que se bombardeó con
partículas α (de carga +) procedentes de materiales
radiactivos.
2. Si el modelo de Thomson era correcto al estar su carga + muy distribuida y
llegar las partículas α a gran velocidad a la lámina de oro la atravesarían sin
dificultad.
3. Resultados del experimento: •La mayoría de las partículas α atravesaban la lámina de oro.
•Una pequeña proporción de partículas atravesaba la lámina sufriendo una pequeña desviación.
•Una de cada 10000 partículas alfa rebotaba y volvía hacia atrás.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD, año 1911: surge como consecuencia del experimento de la lámina de oro.
Según este modelo el átomo está formado por un núcleo muy
pequeño donde se encontraría casi toda la masa y la carga positiva. Alrededor del núcleo giran los
electrones en órbitas circulares y muy alejadas del núcleo en una zona
que llamamos corteza.
Hechos que no explica el modelo atómico de Rutherford
La estabilidad del átomo: cuando una partícula
cargada gira, está acelerada y emite energía. El electrón en su movimiento alrededor del núcleo, debería perder
energía continuamente, por lo que acabaría cayendo
sobre el núcleo y el átomo se destruiría.
Los espectros atómicos: cuando se calientan los
átomos hasta una temperatura muy alta o se les somete a una descarga
eléctrica, emiten energía de unos valores concretos. Esto indicaría que los electrones
solo pueden emitir radiación de determinada energía.
MODELO ATÓMICO DE BOHR, año 1913. Este modelo permite explicar la estabilidad de los átomos y los espectros atómicos. Tuvo que suponer que los átomos se comportaban de forma diferente a las partículas eléctricas
macroscópicas.
1. El átomo está formado por un núcleo y la corteza donde se encuentran los
electrones girando. 2. Los electrones solo se pueden mover en
determinadas órbitas. En ellas el electrón no emite energía. En cada órbita el
electrón tiene cierta energía que es menor cuanto más cerca está del núcleo.
3. Cuando el electrón pasa de una órbita a otra, absorbe o emite la energía que
observamos en los espectros atómicos. Se denomina MODELO
DE CAPAS
MODELO ATÓMICO ACTUAL: al estudiar el espectro de muchos átomos diferentes se encontró que había más rayas de las que podía explicar el
modelo atómico de Bohr.
Erwin Schrödinger dedujo que en cada capa o nivel de energía de la
corteza del átomo había varios subniveles. Encontró la función
matemática que permite conocer la posición de cada uno de los
electrones del átomo. Su representación gráfica la zona en la
que se encuentra el electrón con mayor probabilidad. Se llama
orbital a la región del espacio en la que hay una elevada posibilidad (mayor del 90%) de encontrar el
electrón
Hay diferentes tipos de orbitales que se designan con una letra y, si hay varios, un
subíndice relacionado con su orientación.
Orbitales que hay en cada capa de la corteza del átomo
Capa 1: orbital s Capa 2: orbitales s y p
Capa 3: orbitales s, p y d Capa 4: orbitales s, p, d y f
Los orbitales del mismo tipo son de la misma forma,
aunque su tamaño es mayor cuanto mayor sea el número
de capa.
En general, la energía de los orbitales depende de la capa. En
algunos casos se producen alteraciones. El diagrama de
Moeller es una regla nemotécnica que nos permite recordar ese
orden
3. Distribución de los electrones en un átomo
Cada electrón tiene, además de su movimiento alrededor del núcleo, un movimiento de giro alrededor de sí mismo que
denominamos espín. Puede ser en un sentido o en el contrario.
Se llama configuración electrónica de una átomo al modo en el que están distribuidos los electrones alrededor de ese átomo.
1. En cada orbital solo puede haber, como mucho, dos electrones con espines
opuestos. 2. Los electrones se colocan ocupando el
orbital de menor energía que esté vacante.
3. Cuando se llenan orbitales de la misma energía primero se coloca un electrón en cada uno de los orbitales y cuando
todos tienen uno, se coloca el segundo electrón. El objetivo es conseguir el
mayor número posible de electrones con el mismo espín al ser más estable.
Los electrones de la última capa son los que determinan el comportamiento químico de los átomos, se les llama
electrones de valencia
4. El sistema periódico de los elementos
El sistema periódico o tabla periódica es una tabla en la que se representan todos
los elementos químicos conocidos en orden creciente de número atómico
En ella podemos diferenciar
Siete filas denominadas periodos. Todos los elementos de un periodo tienen el mismo número de capas de valencia.
Dieciocho columnas llamadas grupos. Todos los elementos de
un mismo grupo tienen el mismo número de electrones de
valencia.
5. Propiedades periódicas de los elementos.
Se llaman propiedades periódicas de los elementos químicos aquellas cuyo valor está relacionado con la posición que ocupa el elemento en el
sistema periódico.
El radio atómico: en cada grupo aumenta al aumentar Z. En un
periodo disminuye al aumentar Z.
El carácter metálico de un elemento es la capacidad que tiene para ceder electrones.
Se llaman metales a los elementos que tienden a perder electrones para
alcanzar la configuración de un gas noble. Forman
cationes
Se llaman no metales a los elementos que tienden a
ganar electrones para alcanzar la configuración de gas noble. Forman aniones.
El carácter metálico es una propiedad periódica, ya que
depende de la posición que ocupe el elemento en la tabla periódica.
