01 El átomo

Universidad Finis Terrae

Bioquímica I

1.- EL ÁTOMO. 1.1.-

Introducción. ............................................................................... 2

1.2.-

Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia…........ 2 1.2.1.- El electrón ......................................................................................... 2 1.2.2.- El modelo atómico de Thomson ........................................................ 3 1.2.3.- El protón .............................................................................................. 3 1.2.4.- El átomo de Rutherford .................................................................... 4 1.2.5.- El neutrón ......................................................................................... 5

1.3.-

El núcleo atómico: Isótopos........................................................... 6 1.3.1.- La radiactividad ................................................................................... 6

1.4.-

Modelo atómico de Bohr ............................................................ 8

1.5.-

Mecánica cuántica ..................................................................... 10 1.5.1.- Orígenes de la mecánica cuántica ..................................................... 10 1.5.2.- Los números cuánticos ...................................................................... 11 1.5.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica ............................................. 14 1.5.4.- Configuraciones electrónicas ............................................................... 15

1.6.-

Estructura electrónica y sistema periódico

.............................. 16

1.7.-

Tabla periódica y propiedades físicas y químicas........................ 17 1.7.1.- Propiedades eléctricas........................................................................... 17 1.7.2.- Energía de ionización .......................................................................... 18 1.7.3.- Afinidad electrónica .......................................................................... 19 1.7.4.- Radio atómico e iónico ..................................................................... 19 1.7.5.- Estados de oxidación .......................................................................... 21 1.7.6.- Electronegatividad ............................................................................. 22 1.7.7.- Resumen de las propiedades periódicas................................................. 23

1.8.-

Ejercicios…………………………………….................................. 24

Dr. QF. Mario Avila Garrido

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1.1.- Introducción. Desde la aparición de la teoría atómica de Dalton, han sido muchas las experiencias que han dado la evidencia de que los átomos no eran indivisibles, sino que estaban formados por partículas subatómicas; y estos descubrimientos dieron lugar a la elaboración de modelos teóricos a cerca de la estructura del átomo. En este tema vamos a conocer a fondo cómo es el átomo, describiendo las experiencias y los modelos atómicos que surgieron a lo largo de la historia.

1.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia. 1.2.1.- El electrón. Si en un tubo de rayos catódicos introducimos un gas a muy baja presión y le aplicamos un alto voltaje entre los electrodos, se observa la formación de unos rayos que van del cátodo al ánodo (rayos catódicos). Se trataba de partículas materiales ya que si colocábamos en su trayectoria un molinillo de aspas muy finas, éstas giraban al chocar sobre ellas los rayos catódicos y además tenían que ser de carga negativa puesto que se dirigían al polo positivo y podías ser desviados por la acción de campos magnéticos.

Si en el tubo se aplicaba el vacío el fenómeno también ocurría. A estas partículas se las llamó electrones. Sea cual fuese el material del cátodo o el gas del tubo, las partículas emitidas eran siempre las mismas, lo que llevó a la idea de que los electrones eran un constituyente fundamental de todos los átomos. Años más tarde, en 1909, Millikan, mediante un famoso experimento a través de campos eléctricos y magnéticos, pudo determinar que:

masa del electrón = 9,18 · 10-31 Kg. carga del electrón = - 1,602 · 10-19 C.


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1.2.2.- El modelo atómico de Thomson. El descubrimiento de los electrones y de los rayos catódicos supuso toda una revolución ya que ponía en evidencia que la teoría atómica de Dalton podía tener fallos: los átomos no eran indivisibles sino que estaban formados por partículas más pequeñas. Pero, todo ésto planteó nuevos interrogantes: ¿cómo era el átomo en su interior?, ¿cuál era su estructura? La primera hipótesis la emitió Joseph John Thomson en 1904 al suponer que: "El átomo está constituido por una esfera material, pero de carga eléctrica positiva, dentro de la cual se encontraban embebidos los electrones necesarios para neutralizar dicha carga y distribuidos en una ordenación que depende del elemento correspondiente". Este modelo explicaba el fenómeno de los rayos catódicos ya que el átomo así constituido desprendía electrones al provocar una diferencia de potencial elevada entre los electrodos del tubo de rayos catódicos.

1.2.3.- El protón. Si la materia es eléctricamente neutra y está compuesta por partículas de carga negativa, (electrones), es de esperar que también existan partículas de carga positiva. La primera evidencia experimental de la existencia de dichas partículas fue dada por Goldstein en 1886 usando también un tubo de descarga de gases en el que se habían practicado unos orificios en el cátodo (polo negativo). Al mismo tiempo que se producen los rayos catódicos, se producían otros rayos (rayos canales), algunos de los cuales atravesaban los orificios del cátodo para chocar con las paredes del tubo. Más tarde se demostró que dichas partículas estaban cargadas positivamente y que su relación c/m dependía del gas utilizado en las experiencias. La explicación de todos estos fenómenos, era la siguiente: al aplicar un alto voltaje al tubo se desprenden electrones del material que forma el cátodo dirigiéndose hacia el ánodo (polo positivo). Algunos de los electrones chocaban por el camino con las partículas del gas, de las que se desprenden a su vez electrones, quedando las partículas del gas cargadas positivamente y dirigiéndose hacia el cátodo (rayos canales). Se demostró que la más pequeña de estas partículas tenía aproximadamente la misma masa que 1 u.m.a. y una carga positiva de igual magnitud que la del electrón. A esta partícula se la llamó protón. masa del protón = 1,672 · 10-27 Kg. carga del protón = + 1,602 · 10-19C. Dr. QF. Mario Avila Garrido

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1.2.4.- El átomo de Rutherford. A principios del siglo XX ya se sabía que el átomo estaba constituido por dos partículas: el electrón (e-) y el protón (p+). En 1906 Rutherford llevó a cabo un experimento para comprobar la veracidad del modelo de Thomson, para ello, bombardeó con partículas alfa, "α", (núcleos de átomos de He, es decir, partículas con dos cargas positivas), una lámina de oro de unos 500 Å de espesor. Según el modelo de Thomson, al tener el átomo la carga positiva uniformemente repartida por todo el volumen del átomo y ser de densidad muy baja, sólo debería ejercer débiles fuerzas eléctricas de repulsión sobre las partículas alfa y por lo tanto deberían pasar todas sin sufrir modificaciones significativas de su trayectoria, sin embargo, Rutherford se encontró con un hecho sorprendente: a) La mayoría de las partículas, efectivamente, atravesaban la lámina de oro sin desviarse, pero lo sorprendente del experimento era que: b) unas pocas se desviaban de su trayectoria y muy pocas incluso rebotaban (una de cada 8000 se desviaba más de 90º con respecto a su trayectoria inicial). El mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si dispararas un proyectil de 15 pulgadas, contra una hoja de papel de seda y rebotara de vuelta hacia ti”

Para explicar este fenómeno, Rutherford, en 1911, emitió una serie de hipótesis acerca de la estructura interna del átomo: a) La mayoría del espacio de los átomos está libre de partículas. b) Los átomos contienen en el centro un núcleo positivo constituido por protones y donde está concentrada casi toda la masa del átomo. c) Los e- forman una corteza extranuclear y deberán moverse continuamente para no precipitarse sobre el núcleo debido a la atracción electrostática. d) El tamaño del núcleo es de diez a cien mil veces menor que el tamaño del átomo, (existe un gran vacío).


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1.2.5.- El neutrón. Ya en 1920, el mismo Rutherford, supuso que el núcleo de los átomos estaba constituido por protones y además parejas protón - electrón, que denominó neutrones. Sin embargo, fue en 1932 cuando, al poder determinar con mayor precisión la relación carga / masa de algunos iones, James Chadwick pudo demostrar la existencia de un tercer componente del átomo, el neutrón, que no poseía carga eléctrica y tenía una masa similar a la del protón. Partícula Electrón Protón Neutrón

Masa en Kg 9,108.10-31 1,672.10-27 1,675.10-27

Masa en umas 0,00055 1,00759 1,00898

Carga en C - 1,602.10-19 + 1,602.10-19 0

Carga relativa -1 +1 0

1.3.- El núcleo atómico. Hoy se sabe que el núcleo de cualquier átomo está constituido por protones y neutrones. A partir de ellos, se define: - Z: número atómico = nº protones del núcleo = nº electrones si el átomo está neutro. - A: número másico = nº protones + nº neutrones = partículas que hay en el núcleo. Si dos átomos poseen el mismo número atómico Z, pertenecen al mismo elemento. Es decir, que un elemento queda perfectamente definido dando su número atómico; sin embargo, para dar más información, también se suele dar el número másico, representándose de la siguiente manera:

por ejemplo:

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C C 14 N 14

  

6 protones, 6 electrones y 7 neutrones 6 protones, 6 electrones y 8 neutrones 7 protones, 7 electrones y 7 neutrones

con frecuencia, como vemos, el número atómico se omite, ya que al dar el símbolo del elemento queda perfectamente definido. Los isótopos son átomos de un mismo elemento, (por tanto, igual número atómico) con distinto número másico A, es decir, poseen diferente número de neutrones en su núcleo.


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1.3.1.- La radiactividad. Becquerel en 1896 descubrió, de forma casual, que ciertas sales de Uranio emitían espontáneamente radiaciones. Mediante campos magnéticos, se vio que había tres tipos de radiaciones:  α (alfa): Se trata de partículas positivas que hoy se sabe que son núcleos de átomos de He. Poseen poca energía y no pueden atravesar una simple hoja de papel. Rutherford utilizó estas partículas α en su experimento, procedentes de la desintegración radiactiva del Polonio.  ß (Beta): Son partículas, cargadas negativamente, de propiedades similares a los rayos catódicos. Son, por tanto, electrones. Poseen una energía media y se detienen con una plancha de aluminio de un milímetro.  γ (Gamma): No tiene carga ni masa. Es energía pura similar a la luz pero de longitud de onda más pequeña. Para detenerla necesitamos una capa de plomo de unos 22 cm de ancha. La radiactividad natural es debida a la ruptura espontánea de los núcleos. Una indicación de la estabilidad de estos núcleos, es la relación neutrón/protón (N/P). Para los 20 primeros elementos, la relación es aproximadamente 1 y a partir de masa atómica 40, los núcleos se van enriqueciendo de neutrones para neutralizar la repulsión de los protones (por ejemplo, el isótopo 238 del Uranio tiene 92 protones y 146 neutrones). A pesar de esto, los núcleos más abundantes poseen una relación N/P inferior a 1,2 y no se hallan núcleos estables con N/P superior a 1,6. Sin embargo, a partir del número atómico 83, la repulsión de los protones es tan grande, que neutrones adicionales ya no pueden estabilizar el núcleo, y estos núcleos muy pesados se descomponen espontáneamente ya sea con radiación α, ß y/o γ.


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Soddy formuló las siguientes leyes que rigen los procesos de desintegración radiactiva: 1. Cuando un núcleo emite una partícula α, su número másico disminuye en 4 unidades y su número atómico en 2. 2. Cuando un núcleo emite una partícula ß, su número másico no se modifica y su número atómico aumenta en una unidad. 3. Cuando un núcleo emite una partícula γ, no varía ni su número másico ni su número atómico, sólo pierde cierta cantidad de energía (que debe ser múltiplo de un cuánto de energía). La estructura de los núcleos puede perturbarse artificialmente bombardeándolos con neutrones u otras partículas y se producen entonces núcleos inestables que se descomponen espontáneamente emitiendo radiaciones α, ß y γ, es la llamada radiación artificial. Así se han obtenido isótopos radiactivos de casi todos los elementos. Algunos de ellos tienen aplicaciones de interés científico, por ejemplo: a) b) c) d) e) f)

Seguir la marcha de una molécula "marcada" en una determinada reacción química. Calcular la edad de ciertos materiales orgánicos, (14C) Prevenir y curar determinados tipos de enfermedades. Conservación de alimentos. Combatir determinadas plagas de insectos. Obtención de especies vegetales de mayor rendimiento.

1.4.- Modelo atómico de Bohr. No hubo ningún científico que propusiera una teoría que explicara el fenómeno de los espectros hasta que Bohr, proponiendo su modelo atómico, en 1913, los explicó. Dicho modelo se puede resumir en los siguientes puntos: a) El electrón del átomo de Hidrógeno describe una órbita circular alrededor del núcleo. b) En el átomo, el electrón sólo puede estar en ciertos estados permitidos (determinadas órbitas). Cada una de estas órbitas tiene una energía fija y definida. c) El menor estado energético en el que el e- puede encontrarse se llama estado fundamental. Cuando el e- se encuentra en un estado energético más elevado (estado excitado), puede "saltar" a otro menor emitiendo un cuanto de energía h.υ, correspondiente a las diferencias de energías de los dos estados. d) Sólo pueden existir aquellos estados del movimiento electrónico cuyo momento angular (m.v.r), sea múltiplo de h/2π. Esto indica que la energía sólo puede tener ciertos valores, es decir, está cuantificada, y en cualquiera de las órbitas permitidas se debe cumplir que la fuerza centrípeta que actúa sobre el e-,(me.v²/r), sea igual a la fuerza de atracción electrostática (K.e²/r²). Bohr realizó una demostración matemática muy compleja para comprobarlo pero que escapa de nuestro nivel; la expresión que desarrolló permitió obtener los radios de las órbitas permitidas. Definió “n” que es el número cuántico principal y puede tomar valores enteros positivos desde 1 hasta infinito.


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Para comprender el modelo atómico de Bohr hay que tener presente dos cosas: a) No todas las órbitas son posibles. como vemos a medida que el número cuántico principal aumenta, el radio crece de forma cuadrática, es decir, que las órbitas están cada vez más alejadas unas de otras conforme nos alejamos del núcleo.

b) No todas las energías son posibles. La energía está cuantizada. Cada órbita tiene una energía fija y definida. La energía va creciendo a medida que aumenta el número cuántico principal pero inversamente proporcional a su cuadrado, es decir, que a medida que nos alejamos del núcleo, la energía va aumentando y cada vez en menor proporción, por eso órbitas muy alejadas del núcleo tienen energías muy parecidas, mientras que las más cercanas al núcleo tienen energías muy diferentes: la primera órbita es la que menos energía posee

c) Cuando un átomo es excitado, mediante una llama o un arco eléctrico, sus electrones ganan energía y pasan a órbitas más energéticas (más alejadas del núcleo) y posteriormente, al enfriarse, vuelven a niveles inferiores emitiendo la diferencia de energía entre las dos órbitas.


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Modelo atómico de Bohr. Estableció que el electrón se mueve en orbitas definidas en torno al núcleo.

1.5.- Mecánica cuántica. 1.5.1.- Orígenes de la mecánica cuántica. El modelo atómico de Bohr constituyó la primera explicación cuantitativa del átomo, pero para ello hubo que abandonar los principios de la mecánica clásica (energía está cuantizada). Por ello la teoría de Bohr es la primera teoría cuántica del átomo. Sin embargo, el átomo de Bohr no es capaz de explicar los espectros de átomos plurielectrónicos, tan solo explica el del átomo de hidrógeno. Todas estas ideas se resumen diciendo que tanto la energía como la materia son discontinuas. Algunas de las teorías que surgieron de la mecánica cuántica son: a) Hipótesis de De Broglie (1924): Planck y Einstein dedujeron la naturaleza dual de la luz (onda-partícula) y De Broglie trasladó esta teoría a cualquier tipo de partícula material, es decir, que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud (λ) viene dada por la ecuación. Esta hipótesis fue confirmada en 1927 pero sólo adquiere relevancia para cuerpos microscópicos, ya que para los macroscópicos se observan longitudes de onda extremadamente pequeñas. b) Principio de incertidumbre de Heisemberg (1927): "Es imposible determinar simultáneamente la

posición y la velocidad de una partícula con absoluta precisión y exactitud".


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A partir de todo esto el modelo atómico de Bohr debería considerarse incorrecto puesto que con él podía medirse con exactitud la posición y la velocidad del electrón (radio y energía de la órbita). Actualmente no se habla de órbitas sino de zonas donde es probable encontrar al electrón. A dichas zonas se las llama orbital atómico y se definen como la zona del espacio que encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar el electrón en un estado energético constante.

Trayectoria versus probabilidad.

c) Ecuación de Schrödinger: Como todas las partículas pueden comportarse como ondas se pensó en describir al electrón mediante las ecuaciones matemáticas de las ondas. El primero que lo hizo fue Schorödinger en 1927 (mecánica ondulatoria). Cuando se soluciona un problema en mecánica clásica se obtiene la posición y velocidad de un objeto, sin embargo en mecánica ondulatoria la solución viene dada por funciones de onda Ψ. Dicha función de ondas no tiene significado físico real, sin embargo, su cuadrado (Ψ2) es una medida directa de la probabilidad de encontrar al e- en una determinada región del espacio. En consecuencia, las representaciones de los cuadrados de las funciones de onda, constituyen una expresión matemática del orbital atómico. En el punto siguiente tienes algunas de las citadas representaciones. 1.5.2.- Los números cuánticos. Cada función de onda viene determinada por una serie de números cuánticos y sólo son permitidas las funciones de onda de determinados conjuntos de números cuánticos que sirven también para definir el orbital atómico. Estos números cuánticos son tres: a) Número cuántico principal ("n") ≡ 1, 2, 3, ..., expresa la mayor o menor probabilidad de encontrar al e- cerca del núcleo, (a mayor “n”, el e- estaría más tiempo alejado del núcleo). Indica el número de capa o nivel energético de la misma. b) Número cuántico secundario (" ℓ ") ≡ 0, ..., n-1, para cada "n”; especifica el momento angular del electrón en su movimiento alrededor del núcleo y determina la forma espacial del orbital. Indica el número de subniveles energéticos que pueden existir en un nivel dado. Por razones históricas, a cada valor de este número cuántico se le designa por una letra: Valor del nº cuántico “ ℓ ” letra asignada


0 s

1 p

2 d

3 f

4 g

5 h

... ...

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El número cuántico principal y el secundario determinan conjuntamente la energía del orbital en un átomo. c)

Número cuántico magnético ("m") = - ℓ, ... ,0 , ..., + ℓ, para cada “ ℓ ”; representa la orientación de la forma espacial de cada orbital según un eje arbitrario de referencia que viene dado por un campo magnético externo.

Los tres números cuánticos, antes descritos, definen un orbital; su tamaño, su forma y su orientación, así como su energía:

Los niveles y subniveles energéticos se puede resumir de la siguiente manera

La forma de nombrarlos es, o bien a través de sus números cuánticos, o bien colocando en primer lugar el valor del número cuántico principal, después la letra asignada para el valor del número cuántico secundario y a continuación la letra o letras de los ejes coordenados del espacio como subíndice; por ejemplo: n = 1, ℓ = 0, m = 0 n = 3, ℓ = 2, m = 1 n = 5, ℓ = 2, m = -2

  

(1, 0, 0) (3, 1, 1) (5, 2, -2)

 orbitales 1s  orbitales 3pz  orbitales 5dxy

Es importante recordar que no todas las posibilidades de números cuánticos están permitidas, sólo aquellas que cumplen los rangos de validez de cada uno de ellos, por ejemplo, estos tríos de números cuánticos no podrían representar a un orbital de un átomo: (0 , 0 , 0)  n no puede tomar el valor de 0 (2 , 2 , 1)  ℓ no puede tomar el valor 2 si n toma el valor de 2 (3 , 1 , 2)  m no puede tomar el valor 2 si ℓ toma el valor de 1


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Cuando n = ℓ sólo existe un orbital, el (1, 0, 0) ó 1s.

Para n = 2 existen cuatro orbitales, de acuerdo con el rango de validez de los números cuánticos:

y para n = 3 serán 9 orbitales posibles:


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En cada capa "n" hay n² orbitales. Compruébalo para n=4 y n=5. Nº cuántico principal “n” Nº de orbitales

1 1

2 4

3 9

4 5 16 25

... …

n n2

Los orbitales designados por una misma letra son parecidos, así los 1s son parecidos a los 2s, pero como n es mayor los orbitales son más grandes. A continuación tienes una representación gráfica de algunos de los orbitales atómicos antes descritos:


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En 1928, Dirac, al combinar la teoría cuántica con la teoría relativista, introdujo un cuarto número cuántico para designar al electrón: d) número cuántico de Spín "s" ≡ +½ , -½ Clásicamente representa el movimiento de rotación del electrón alrededor de sí mismo. El electrón, como carga eléctrica en movimiento, crea un campo magnético que puede ser del mismo sentido o de sentido opuesto a otro campo magnético externo. Al poder tener sólo dos sentidos de giro sobre sí mismo, "s" sólo podrá tomar 2 valores +½ y -½. Los electrones de spines opuestos, como dos imanes colocados paralelamente y de sentido opuesto, se atraen, compensando las fuerzas de repulsión electrostática, quedando éstos apareados. Por otro lado, los electrones de spines paralelos, al igual que dos imanes colocados paralelamente y en el mismo sentido, se repelen. Es imposible aparear dos electrones del mismo spín por las repulsiones de las fuerzas eléctrica y magnética. Para determinar a un electrón, hay que indicar el orbital atómico en el que se encuentra y su spín, es decir, hacen falta cuatro números cuánticos:

Como en cada capa hay n² orbitales, en cada una de ellas cabrán un máximo de 2n² electrones: Nº cuántico principal “n” Nº de orbitales Nº de electrones

1 1 2

2 4 8

3 4 5 9 16 25 18 32 50

... … …

n n2 2n2

1.5.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica. La mecánica cuántica se basa en asignar una función de onda a los electrones de los átomos para describir su movimiento y estado energético. Dicha función de ondas, se puede escribir para todos los átomos plurielectrónicos, pero sólo se ha podido resolver para el átomo de hidrógeno dada su sencillez (sólo un protón en el núcleo y un electrón en la corteza). Esta imposibilidad en la resolución de la función de onda, surge de la gran complejidad matemática que resulta debido a la interacción de varios electrones y protones entre sí, por eso, se han tenido que resolver mediante aproximaciones.


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1.5.4.- Configuraciones electrónicas. Una vez conocidos los orbitales atómicos de un átomo, sólo nos hace falta saber cómo son ocupados éstos por los electrones en estado fundamental o de mínima energía. A este proceso se le llama hallar la configuración electrónica de un átomo. Para ello, hay que seguir una serie de reglas: 1.

Cada orbital puede tener, como máximo, dos electrones con spines antiparalelos. En un átomo no pueden haber dos e- con los cuatro números cuánticos iguales (principio de exclusión de Pauli).

2.

Los orbitales se llenan empezando por el de menor energía y siguiendo por los demás en orden creciente (principio de aufbau). Dicho orden es el siguiente:

3.

Al ocupar los orbitales degenerados (de energías equivalentes), cada uno de ellos ha de estar ocupado por un electrón antes de asignar un segundo electrón a cualquiera de ellos. Los spines de estos electrones deben ser iguales (regla de la máxima multiplicidad de Hund).

Por ejemplo, la configuración electrónica del Azufre sería:

S (Z=16): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 , 3p4 la del ion sodio Na+ (al tener carga +1, tendrá un electrón menos):

Na+ (Z=11):

1s2 , 2s2 , 2p6

la del hierro:

Fe (Z=26): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 , 4s2 ,

3d6

y la del bromo:

Br (Z=35): 1s2, 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 ,4s2 ,

3d10 ,

4p5

La configuración electrónica sirve para conocer los e- que hay en la última capa, y ésto es muy importante ya que, átomos de configuración electrónica de última capa similar tienen propiedades químicas parecidas. De hecho, la ordenación de los elementos en el sistema periódico actual se basa en las configuraciones electrónicas.


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1.6.- Estructura electrónica y sistema periódico. Es interesante ver como varían las configuraciones electrónicas dentro del mismo grupo o de un mismo periodo en el Sistema Periódico. Dentro de un mismo grupo todos poseen la misma estructura en el último nivel de energía. Como veremos en el tema siguiente, la semejanza de propiedades químicas dentro de un mismo grupo se debe a esta característica. En un periodo cada elemento se diferencia del anterior en que tiene un e- más. Esta diferencia es suficiente para un cambio radical en las propiedades. Viendo la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica se puede hallar su configuración electrónica: Hay algunas excepciones. Por ejemplo el Cr (Z=24) debería ser 4s2 3d4 y, sin embargo, en realidad es 4s1 3d5 debido a que los orbitales 4s y 3d son de energías muy parecidas y la energía debida al desapareamiento de los e- compensa. Lo mismo les ocurre a los que poseen 9 e- en los 5 orbitales d. A la vista de todo ésto, podemos clasificar los elementos en 4 categorías: a) Elementos “normales” - ns1 ns2 np1 ........np5 cada uno de estos grupos o familias de elementos tienen un nombre característico: ns1 – alcalinos (excepto el Hidrógeno). ns2 – alcalinotérreos. np1 – térreos. np2 – carbonoideos. np3 – nitrogenoideos. np4 – anfígenos. np5 – halógenos. b) Elementos de transición - ns2 (n-1)d1 ... ns (n-1)d10 c) Elementos de transición interna - ns2 (n-1)d1 (n-2)fy el nivel f presenta un llenado irregular. d) Gases nobles - ns2 np6 (excepto el He que es 1s²).


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1.7.- Tabla periódica y las propiedades físicas y químicas. 1.7.1.- Propiedades eléctricas. Los elementos situados a la izquierda de una diagonal formada por B, Si, Ge, As y Te, son conductores de la electricidad y se llaman metales. Son elementos con pocos electrones en la última capa, que tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble quedándose, por tanto, cargados positivamente formando cationes. Los elementos de la derecha no son conductores y se llaman no metales. Son elementos con muchos electrones en la última capa y que tienen tendencia a ganar para completarla cargándose negativamente formando aniones. Los elementos de la diagonal se llaman semimetales. La clasificación no es tan clara en las proximidades de la diagonal.


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1.7.2.- Energía de ionización. La energía de ionización, o también llamada potencial de ionización, es la mínima energía necesaria para arrancar a un átomo en estado gaseoso su electrón más externo (el más débilmente unido a él). Las ecuaciones que rigen este proceso son: X (g) + EI1



X+ (g)

X+ (g) + EI2



X+2 (g)

2ª Energía de ionización

X+2 (g) + EI3



X+3 (g)



se puede comprobar que: EI1 < EI2 < EI3 ya que costará menos arrancar un electrón a un átomo neutro que a un átomo cargado positivamente, con defecto de electrones. Hay que tener en cuenta que en el momento en el que se vacía una subcapa, y se separa el primer electrón de la subcapa inmediatamente inferior, se produce un salto pronunciado de la energía de ionización, por ejemplo: Elem Na Mg Al

Z 11 12 13

Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

EI1 5,1 7,6 6,0

EI2 47,3 15,0 18,2

EI3 71,7 80,1 28,4

EI4 98,9 109,3 120,4

los valores están dados en eV (electrón-voltios), que es la energía de un electrón acelerado a través de una diferencia de potencial de un voltio y que equivale a 1,602 •10-19 J. Influyen tres factores en la energía de ionización: a) Número atómico: a mayor número atómico, (más protones), mayor será la energía necesaria para ionizarlo. b) Radio atómico: a mayor distancia la fuerza de atracción entre el núcleo y el e- disminuye y, por lo tanto, la energía de ionización disminuirá, ya que será más fácil arrancarlo. c) Orbitales atómicos completos o semicompletos, ya que dan estabilidad al átomo y por lo tanto costará más arrancarle un electrón. por estas tres razones, con algunas excepciones, la energía de ionización varía a lo largo del Sistema Periódico de la siguiente manera: a) En un grupo aumenta hacia arriba debido a que al pasar de un elemento al inferior, contiene una capa más y por lo tanto, los electrones de la capa de valencia, al estar más alejados del núcleo, estarán menos atraídos por él y costará menos energía arrancarlos.


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b) En un mismo período, en general, aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha, ya que los elementos allí situados tienen tendencia a ganar electrones y por lo tanto costará mucho más arrancarlos que a los de la izquierda que, al tener pocos electrones en la última capa les costará mucho menos perderlos. 1.7.3.- Afinidad electrónica. La afinidad electrónica o electroafinidad es la energía generalmente desprendida cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón transformándose en un ión negativo. La ecuación química que la representa es: X (g) + e-

 X- (g) + AE1

1ª afinidad electrónica

X- (g) + e-

 X-2 (g) + AE2


X-2 (g) + e-

 X-3 (g) + AE3


mientras que la AE1 es generalmente una energía desprendida, es decir, negativa, la AE2 es siempre energía absorbida, ya que el segundo electrón a captar es repelido por el anión formado al haber captado ya el primero. El hecho de que la primera energía de afinidad electrónica sea generalmente una energía desprendida, significa que el anión formado es más estable que el átomo neutro. Esta situación es bastante probable para los elementos situados a la derecha de la tabla periódica (a excepción de los gases nobles) ya que estos tienen tendencia a ganar electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble. Por el contrario, los situados a la izquierda, tendrán una baja afinidad electrónica ya que lo que tienen tendencia es a perder electrones y no a captarlos. En un grupo suele aumentar a medida que disminuye el número atómico, ya que al ser átomos más pequeños, el electrón que se capta queda más influenciado por la cercanía del núcleo. Resumiendo, la variación de la afinidad electrónica a lo largo del sistema periódico es similar a la del potencial de ionización, sin embargo existen más irregularidades. 1.7.4.- Radio atómico e iónico. El principio de incertidumbre de Heisemberg indica que es imposible saber con precisión y simultáneamente la posición y velocidad de un electrón en el interior de un átomo. Como consecuencia de ello, hemos definido los orbitales atómicos como zonas del espacio donde es probable encontrar al electrón con un determinado estado energético, por lo que no tienen un límite definido, por lo que se hace difícil conocer con precisión el radio de un átomo o un ión.


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Bioquímica I

El método más efectivo para medir el radio de un átomo consiste en determinar, por difracción de rayos X, la distancia internuclear que existe dos elementos que forman un enlace covalente simple en estado gaseoso y dividirla por la mitad, tal y como muestra la figura de la derecha. En el caso de los elementos metálicos, la distancia internuclear se determina por el mismo procedimiento pero sobre la estructura cristalina de la sustancia metálica. El radio atómico crece de arriba a abajo dentro de un mismo grupo, ya que aumenta el número de capas internas y por lo tanto será de mayor tamaño, y aumenta de derecha a izquierda en un mismo período debido a que los e- se van colocando en el mismo nivel (a la misma distancia del núcleo aproximadamente) y la fuerza de atracción entre los e- y el núcleo es más fuerte a medida que aumenta el número de protones, por tanto, el volumen es menor.

Sin embargo, en los períodos largos, esta atracción es compensada por el llamado efecto de apantallamiento de los e- que consiste en que a medida que se van llenando los niveles periféricos, las repulsiones entre los e- aumentan, con lo que los e- periféricos no experimentan tanta atracción por el núcleo. y quedan más sueltos aumentando, por lo tanto, el radio del átomo.


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Cuando un elemento gana o pierde electrones, se transforma en un ión y el valor de su radio será diferente. La determinación de dichos radios iónicos se hace de manera similar a los radios atómicos pero sobre estructuras cristalinas de compuestos iónicos, formados, como veremos, por iones perfectamente ordenados para maximizar las atracciones entre ellos y minimizar las repulsiones. La distancia que hay entre dos núcleos de dos iones adyacentes en un cristal iónico, es la suma de sus radios iónicos, tal y como muestra la figura de la derecha: a) El radio de un catión, ión positivo, es menor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al ser menor el número de electrones, aumenta la carga efectiva del núcleo que atraerá más a los electrones restantes por lo que su tamaño disminuirá. b) El radio de un anión, ión negativo, es mayor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al tener un electrón más, la carga efectiva del núcleo disminuirá y habrá una mayor repulsión entre los electrones, por lo que el radio aumentará. Un caso especial supone la comparación del radio de especies que tienen el mismo número de electrones, por ejemplo: Na+ Z = 11  11 protones y 10 electrones Ne Z = 10  10 protones y 10 electrones F- Z = 9  9 protones y 10 electrones Podríamos pensar que al tener las tres especies el mismo número de electrones, deberían tener el mismo volumen, sin embargo no es así, ya que el número de protones que hay en el núcleo no es el mismo. La especie Na+, por el hecho de tener más protones en el núcleo (11), atraerá con más fuerza a los 10 electrones y por lo tanto será el más pequeño, mientras que el F- será más grande, es decir: Na+

< Ne < F-

1.7.5.- Estados de oxidación. Los estados de oxidación (valencias), están en relación con la configuración electrónica de los elementos, por lo tanto, también variaran de forma periódica. Los estados de oxidación más importantes corresponden a la pérdida o ganancia de e- para conseguir una configuración electrónica de gas noble, (ocupación total de los orbitales s y/o p). Ejemplo:

Na  2s2 2p6 3s1

tenderá a perder 1 e- quedando como Na+


 2s2 2p6

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Un caso interesante es el de los elementos del grupo IIIA, que tienen una configuración electrónica ns² np1. En teoría los cationes más estables serían los formados por la pérdida de 3 e-, Al3+, Ga3+, lo que es cierto, pero a medida que aumenta el número atómico, aumenta la tendencia a eliminar sólo el e- p, hasta el punto que en el Tl la valencia más importante es +1. En otros grupos ocurre lo mismo, Pb2+ es más estable que Pb4+, mientras que el Si y el Ge actúan siempre como tetravalentes. A partir del grupo Va se advierte la tendencia de los elementos a formar iones negativos sobre todo en los elementos superiores; N y P captan 3 e- para adquirir configuración electrónica de gas noble, sin embargo, en el As este estado de oxidación no tiene importancia y en el Bi ni siquiera existe. Para los elementos de transición este estudio es mucho más complejo debido a la gran variedad de estados. El estado máximo de oxidación corresponde al catión con carga positiva igual al número del grupo al que pertenece, por ejemplo Cr+6, (VIb). Los estados de oxidación inferiores son más estables en el primer periodo largo, (Fe+2, Fe+3), y a medida que bajamos en el grupo, el estado de oxidación mayor se hace más estable: Grupo VIB:

Cr Mo W

  

Presenta principalmente +3 Presenta +4; y +7 sólo en raras ocasiones Principalmente +6

Una excepción a todo ésto son los grupos Ib y IIb. A continuación, (en la página siguiente) te presentamos una tabla periódica con algunas de las propiedades que te hemos comentado. 1.7.6.- Electronegatividad. Es un concepto que trata de sintetizar los dos anteriores. Mide la tendencia que posee un átomo para atraer hacia sí el par, o los pares, de electrones que comparte con otro a través de un enlace covalente. Varía igual que el P.I. a lo largo del Sistema Periódico. Los gases nobles quedan excluidos de esta tendencia, ya que su electronegatividad es prácticamente nula, debido a su dificultad para formar enlaces covalentes, ya que al tener la última capa completa, no tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones. El elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo el Cesio. La electronegatividad está relacionada con el carácter metálico o no metálico de un elemento; así, los elementos de alta electronegatividad serán No metales y los de baja electronegatividad metales.


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1.7.7.- Resumen de las propiedades periódicas.


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1.8.- Ejercicios 1. Indique las similitudes y/o diferencias que pueden existir en los siguientes casos: a) Los átomos del mismo isótopo de oxígeno, de número atómico (Z = 8) y número másico (A = 17) b) Los átomos de los tres diferentes isótopos de oxígeno. c) Los átomos de elementos diferentes, que tienen número másico idéntico. 2. La configuración electrónica de un determinado átomo neutro es la siguiente: 1s2 2s2 2p6 3p6 4s2 3d5 ¿A qué elemento corresponde? 3. Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos o iones: a) Mg2+ (Z = 12) b) P (Z = 15) c) S2- (Z = 16) 4. Establezca los valores que pueden tomar los números cuánticos l, ml y ms, cuando el número cuántico principal, n, tiene el valor de 3. 5. Encuentre los valores de n y l para el último electrón, de tres elementos en los siguientes grupos de la tabla periódica: a) 1 (I A) b) 4 (IV B) 6. Se dispone de las siguientes configuraciones electrónicas para el fósforo (Z = 15) i. [Ne] ↓↓

↓

↓

↓

ii. [Ne] ↓

↑↓

↑

↑

iii. [Ne] ↑↓

↑

↑

↑

iv. [Ne] ↑↓ ↑↓ 3s

↑ 3p

Indique a) ¿Cuál de estas configuraciones es la correcta? b) ¿Cuáles son las razones de que las otras configuraciones electrónicas sean incorrectas? 7. Un elemento E se encuentra en la naturaleza con las siguientes abundancias isotópicas: 92,28 %; 4,67 % y 3,05 %, que tienen masas de 27,9776 uma; 28,9733 uma y 29,9735 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica del elemento E. 8. Explique en qué consistió el experimento de Rutherford y mencione cuáles fueron sus conclusiones. Dr. QF. Mario Avila Garrido

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9. Complete la siguiente tabla: Símbolo Z A p+ Sb 51 122 Cl 35 Os Pt2+ 78 195 2Se 34 79 I 53 127

n°

e-

18 114

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TABLA PERIÓDICA 10. De la siguiente lista de elementos: Na, S, Co, Cl, Ni, Br, Ne y Ag. Indique qué elementos tienen propiedades no metálicas. 11. De la siguiente lista de elementos: Li, P, Br, As, F, C y Sn. Orden de mayor a menor, con respecto a la electronegatividad. 12. Indique cuales de los siguientes elementos se comportarían como buenos conductores de la corriente eléctrica: K, I, Se, Rb, Br y Cs. Justifique. 13. Indique qué elemento posee una mayor electronegatividad entre los siguientes pares de elementos. Fundamente su respuesta: a) Cl, Na b) Rb, S c) Be, I

d) N, Sn e) B, Sr f) O, Sb

14. Ordene los siguientes iones, de mayor a menor tamaño: Se2-, I-, Cs+, Mg2+, Pb2+, K+, Fe2+, O2-. 15. Indique qué ion posee un mayor radio iónico, entre los siguientes pares de iones. Fundamente su respuesta. a) Be2+, K+

b) S2-, Te2- c) Li+, Br- d) Mg2+, Ba2+

e) Ag+, Br-

16. De los siguientes iones: F-, Cl-, O2-, K+ y Al3+. Indique cuál presenta el radio iónico más pequeño. Fundamente su respuesta. 17. Realice un cuadro comparativo entre las principales características de metales y no metales (mencione al menos cuatro).


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01 El átomo

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