Tema 1. El átomo y la tabla periódica
1. Los primeros modelos atómicos
Desde épocas remotas, el ser humano se ha interesado por la naturaleza de la materia. Fue en la antigua Grecia donde surgieron los primeros postulados sobre la naturaleza de la materia. En el s. V a.C., Leucipo supuso que después de coger un material y dividirlo muchas veces llegaríamos a tener una partícula tan pequeña que no se podría dividir más veces. Su discípulo Demócrito, expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó por primera vez átomos (átomo en griego significa indivisible).
La palabra átomo proviene de los vocablos griegos α (a = sin) y τομον (tomon) que significa corte, es decir, "sin cortar", o algo que no se puede dividir.
Esta idea no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, como Aristóteles, que pensaba que todas las sustancias estaban formadas por mezclas de cuatro elementos: aire, tierra, agua y fuego. El enorme prestigio de Aristóteles hizo que nadie cuestionara sus ideas, y los átomos fueron olvidados durante varios siglos.
▲Ambigrama que aparece en la novela “Ángeles y demonios” con los elementos tierra, aire, fuego y agua.
1.1 Modelo atómico de Dalton
Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y cómo están dispuestas para formar un todo.
La ausencia de evidencias experimentales hizo que la idea de átomo se olvidara hasta que en el en el año 1803, el científico inglés John Dalton la retomó y propuso el primer modelo atómico con base científica. Dicha teoría se puede resumir en los siguientes puntos:
◄John Dalton (1766-1844). Entre sus trabajos destacan el modelo atómico y su tabla de pesos relativos de los elementos, que contribuyeron a sentar las bases de la Química moderna.
La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los átomos de los demás elementos.
Por ejemplo, todos los átomos del elemento hidrógeno son iguales entre sí en todas las propiedades: masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás elementos.
Los compuestos se forman al unirse los átomos de dos o más elementos en proporciones constantes y sencillas.
Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, nunca supone la creación o destrucción de los mismos.
Con base a la teoría atómica de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. El problema de este modelo estuvo en que Dalton no intentó describir la estructura interna de los átomos.
1.2 Modelo atómico de Thomson
Una serie de investigaciones posteriores, ya en el siglo XX, demostraron claramente que los átomos están formados a su vez por partículas más pequeñas, las llamadas partículas subatómicas. La primera de estas partículas subatómicas fue el electrón, con carga negativa, descubierto por el físico inglés J. J. Thomson.
Joseph John Thomson (1856-1940) recibió el Premio Nobel de Física en 1904. ►
Con este descubrimiento, el modelo de Dalton dejó de ser válido, ya que no contemplaba que los átomos estuvieran constituidos por partículas más elementales. El mismo Thomson, en 1904, propuso un nuevo modelo atómico, conocido como el modelo de "pastel de pasas", en el que considera al átomo como una esfera maciza cargada positivamente, en la que están inmersos de forma uniforme los electrones, resultando el conjunto eléctricamente neutro.
1.3 Modelo atómico de Rutherford
Unos años más tarde, el físico neozelandés Ernest Rutherford supuso la existencia de partículas de carga positiva, descubriendo de esta forma los protones, y presentó un nuevo modelo (1911). La importancia de este modelo estuvo en proponer por primera vez la existencia de un núcleo en el centro del átomo, en el que se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo. Los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo, a gran distancia y en órbitas indefinidas, de tal manera que, en un átomo neutro, el número de protones es el mismo que el de electrones.
Ernest Rutherford (1871-1937), galardonado con el Premio Nobel de Física en 1908. ►
Además, Rutherford propuso que debería existir otra partícula subatómica en el núcleo, sin carga eléctrica, que evitase la repulsión eléctrica de los protones. La existencia de esta nueva partícula la demostró posteriormente el físico inglés James Chadwick, llamándola neutrón.
2. Identificación de los átomos
En la siguiente tabla se muestran los valores de carga y masa de las tres partículas que componen el átomo:
1.1 | Un átomo está formado por 4 protones, 4 electrones y 4 neutrones:
a) Calcula su masa en kg.
b) ¿Cuál sería su masa si careciese de electrones?
c) ¿Cuál es la carga relativa de ese átomo?
d) ¿Cuál sería su carga relativa si gana un electrón? ¿Y si pierde dos?
INVESTIGA si las partículas subatómicas son partículas elementales o están formadas por otras más pequeñas. En caso afirmativo, anota sus nombres, descubridores y años de descubrimiento.
2.1 Número atómico y número másico
Todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones, simbolizándose de la siguiente forma, conocida como notación:
El número atómico (Z) es el número de protones presentes en el núcleo del átomo de un elemento. En un átomo eléctricamente neutro también sería el número de electrones.
El número másico (A) es la suma de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo de un elemento. En general, el número másico está dado por el número atómico más el número de neutrones (N), por lo tanto, A = Z + N.
1.2 | Escribe la notación de los átomos neutros siguientes:
a) Oxígeno (símbolo O) con 8 protones y 8 neutrones en el núcleo.
b) Hierro (símbolo Fe) con 26 protones y número másico 56. ¿Cuántos electrones tiene este átomo?
1.3 | Escribe las notaciones de los siguientes átomos neutros:
Berilio (Be)
Calcio (Ca)
Nitrógeno (N)
Helio (He)
1.4 | Escribe las notaciones de los siguientes átomos neutros:
2.2 Los iones
El número de protones de un átomo permanece constante siempre, pero el número de electrones es variable. De esta forma el átomo deja de ser eléctricamente neutro, dando lugar a los iones:
Los iones de carga positiva (cationes, X+) cuando pierden electrones.
Los iones de carga negativa (aniones, X-) cuando ganan electrones.
Así, por ejemplo:
El berilio (Be) neutro tiene 4 protones, 5 neutrones y 4 electrones. El catión berilio (Be2+) tiene también 4 protones y neutrones, pero tiene 2 electrones, porque ha perdido dos.
El flúor (F) neutro tiene 9 protones, 10 neutrones y 9 electrones. El anión flúor (F-) tiene también 9 protones y 10 neutrones, pero tiene 10 electrones, porque ha ganado uno.
1.5 | Calcula el número de protones, neutrones y electrones del ion I-, sabiendo que el número másico del yodo es 127 y el número atómico es 53.
1.6| Calcula el número de protones, neutrones y electrones del ion N3+, sabiendo que el número másico del nitrógeno es 14 y el número atómico es 7.
1.7| Los elementos sodio y cloro forman los iones Na+ y Cl-. Estos iones forman una red, que corresponde a la estructura de la sal común (NaCl). El átomo de sodio tiene 11 protones y 12 neutrones; el átomo de cloro tiene 17 protones y 18 neutrones.
a) ¿Cuántos electrones tiene el ion sodio?
b) ¿Cuántos electrones tiene el ion cloro?
c) ¿Los iones que forman la sal son eléctricamente neutros?
d) Representa la notación de estos dos iones.
2.3 Los isótopos
Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número de protones (número atómico, Z), pero diferente número de neutrones, es decir, distinto número másico. La mayoría de elementos químicos tienen varios isótopos con diferente presencia en la naturaleza.
Todos los isótopos de un elemento presentan idénticas propiedades químicas (se trata del mismo elemento), pero distintas propiedades físicas (comportamiento radiactivo, puntos de ebullición y de fusión, etc.).
Algunos ejemplos característicos son:
El isótopo de carbono más abundante es el carbono-12, con una abundancia relativa de 98,89 %. Le siguen el carbono-13 (1,109 %) y el carbono-14 (10-10 %).
Los dos isótopos comunes del uranio son el uranio-235 (conocido como uranio enriquecido) y el uranio-238. El primero se utiliza en reactores nucleares y en bombas atómicas, mientras que el segundo carece de las propiedades necesarias para tales aplicaciones.
1.8 | Realiza una tabla indicando el número de partículas subatómicas para los tres isótopos del hidrógeno, los tres del carbono y los dos del uranio, así como su notación atómica.
INVESTIGA al menos 5 isótopos con aplicaciones en campos como la energía, la medicina, la agricultura o la investigación.
2.4 La masa de los átomos
Puesto que la masa de los átomos es extremadamente pequeña, las unidades del SI resultan demasiado grandes. Por ello, para medir masas atómicas se emplea la unidad de masa atómica (u), que es una unidad de masa relativa, es decir, que compara la masa de un átomo respecto de la masa de otro.
Una unidad de masa atómica (1 u) se define como la doceava parte de la masa del isótopo carbono-12:
Se trata de un valor aproximado al de la masa de un protón o neutrón, de ahí que el número másico (A, suma de protones y neutrones) tenga ese nombre.
La masa atómica de un elemento, que se emplea en Química y se recoge en la Tabla Periódica, es la media de las masas de todos sus isótopos naturales, ponderada según sus abundancias:
1.9 | Calcula masa atómica del carbono a partir de las masas de sus dos isótopos y de sus abundancias.
1.10 | En la naturaleza se encuentran tres isótopos del magnesio, cuyas masas son 23,98 u; 24,99 u y 25,98 u. Tienen unas abundancias relativas de 78,6 %, 10,11 % y 11,29 %, respectivamente. Calcula la masa media del magnesio.
3. Modelo atómico de Bohr
El modelo atómico de Rutherford estaba en contradicción con las leyes del electromagnetismo, según las cuales cualquier cuerpo con carga eléctrica y en movimiento acelerado emite energía. Por lo tanto, los electrones, debería ir perdiendo energía a medida que gira alrededor del núcleo y caer sobre él. De esta forma, los espectros de emisión de energía deberían ser continuos y no lo son.
Partiendo del modelo atómico de Rutherford, Niels Bohr, en 1913, planteó uno nuevo, basado en la existencia de niveles de energía. Se apoya en un conjunto de postulados:
Primer postulado. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares definidas. Mientras un electrón permanece en su órbita, ni absorbe ni pierde energía, aunque la tiene. A estas órbitas se las conoce como estacionarias.
Segundo postulado. Los electrones solo se pueden mover en determinadas órbitas, donde tienen cierta energía, siendo menor cuanto más cerca está del núcleo. Las órbitas o niveles de energía se simbolizan con la letra "n", que puede tomar valores de 1, 2, 3...
Tercer postulado. Los electrones solo ganan o pierde energía cuando cambian de una órbita a otra. Para pasar a una más alejada del núcleo absorbe, y para hacerlo a una más cercana, emite. Esto explica los espectros discontinuos.
3.1 Niveles de energía y número de electrones
Los niveles energéticos solo pueden albergar un número máximo de electrones cada uno. El número de máximo de electrones por nivel de energía se puede determinar por medio de la siguiente relación: 2n2.
Además, cada nivel de energía está formado por subniveles de energía, que se representan mediante las letras s, p, d y f, y cada uno pueden albergar un número máximo de electrones.
Los subniveles en los primeros cuatro niveles de energía quedan distribuidos de la siguiente manera:
3.2 Configuraciones electrónicas
La configuración electrónica es una representación de la forma en que se distribuyen los electrones en un átomo.
Para conocer el orden de llenado de los subniveles de energía se usa el llamado diagrama de Moeller. ►
Ejemplos:
· He (Z=2): 1s2
· O (Z=8): 1s2 2s22p4
· Ne (Z=10): 1s2 2s22p6
· Kr (Z=36): 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6
Los electrones más importantes de un átomo son los que se sitúan en su último nivel de energía (capa de valencia), ya que determinan el comportamiento químico de los átomos. Se les llama electrones de valencia.
1.11 | Escribe las configuraciones electrónicas de los primeros veinte elementos de la Tabla Periódica y señala su capa de valencia.
1.12 | Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes iones: Li+, K+, Ca2+, Mg2+, Fe3+, N3-, O2-, S2- y F-.
4. La Tabla Periódica
Todos los elementos están representados en la Tabla Periódica, cumpliendo las siguientes características:
Actualmente se conocen 118 elementos, de los cuales 92 se encuentran en la naturaleza. Los demás han sido producidos de forma artificial en el laboratorio.
Están ordenados en orden creciente de número atómico (Z), de izquierda a derecha.
Se disponen en 7 filas (períodos) y 18 columnas (grupos). Algunos grupos reciben nombres específicos:
Las propiedades físicas y químicas de los elementos en un mismo período varían gradualmente, llegando a ser opuestas para los elementos situados en los extremos.
Las propiedades físicas y químicas de los elementos en un mismo grupo son muy similares, como consecuencia de tener el mismo número de electrones en la órbita más externa (capa de valencia).
4.1 La tabla periódica y las configuraciones electrónicas
Conociendo la configuración electrónica de un elemento se puede conocer su posición en la tabla periódica y viceversa:
El nivel energético (n) indica también el período en el que se sitúa el elemento.
El número de electrones de valencia y su distribución en los subniveles energéticos (s, p, d, f) permite identificar el grupo:
1.13 | Dadas las configuraciones electrónicas siguientes, indica el grupo y el período de cada elemento e identifícalo:
A: 1s2 2s2 2p5
B: 1s2 2s2 2p6 3s2
C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2
1.14 | Escribe las configuraciones electrónicas de valencia de los elementos señalados en la siguiente tabla periódica:
4.2 Propiedades periódicas
Las propiedades físicas y químicas que se repiten con cierta regularidad a lo largo de los grupos y los períodos se denominan propiedades periódicas. Entre ellas se encuentran: el carácter metálico y el radio atómico.
4.2.1 Carácter metálico
Metales
· Tienen brillo.
· A temperatura ambiente son sólidos (excepto el Hg, que es líquido).
· Tienen temperaturas de fusión y ebullición altas.
· Son conductores del calor y la electricidad.
· Son dúctiles (se pueden obtener hilos) y maleables (se pueden laminar).
· Tienden a perder electrones y formar cationes.
Ejemplos: cobre (Cu), mercurio (Hg), oro (Au)...
No metales
· No tienen brillo.
· A temperatura ambiente son gases, líquidos o sólidos blandos.
· Tienen temperaturas de fusión y ebullición bajas.
· No conducen el calor ni la electricidad.
· Son frágiles y quebradizos.
· Tienden a ganar electrones y formar aniones.
Ejemplos: carbono (C), azufre (S), yodo (I)...
En el sistema periódico, los elementos de la izquierda y el centro son metales. Los elementos situados a la derecha son no metales. El carácter metálico disminuye hacia la derecha en un período y aumenta al descender en un grupo.
Los metaloides o semimetales son aquellos elementos cuyas características son intermedias entre metales y no metales.
1.15 | A través de sus configuraciones electrónicas, ordena los siguientes elementos de mayor a menor carácter metálico y justifica tu respuesta:
Bromo (Z=35), potasio (Z=19), selenio (Z=34), hierro (Z=26) y galio (Z=31).
Bismuto (Z=83), nitrógeno (Z=7) y arsénico (Z=33).
4.2.2 Radio atómico
El radio atómico es la distancia que separa al núcleo del átomo de su electrón más externo, por lo tanto, dentro de un grupo, el radio atómico aumenta a medida que se desciende. Los elementos de un mismo período incorporan el último electrón a la misma órbita, por lo que habría una mayor atracción con el núcleo, disminuyendo el radio atómico.
1.16 | Ordena de mayor a menor los radios atómicos de rubidio, estroncio, yodo y cesio y justifica tu respuesta.
4.2.3 Reactividad
La reactividad de un elemento mide la tendencia a combinarse con otros. Es una propiedad muy variable dentro del sistema periódico.
En un mismo período, la reactividad disminuye hasta llegar a los semimetales, a partir de los cuales aumenta. En los gases nobles es nula.
En los metales, a medida que se desciende en un grupo, aumenta la reactividad; en los no metales, ocurre lo contrario, la reactividad disminuye al descender en el grupo.
Los metales alcalinos producen una reacción muy violenta en contacto con el agua; los metales alcalinotérreos reaccionan de forma algo más suave. En ambos casos, esta reacción es más violenta cuanto más abajo en el grupo se encuentre el metal.
Si se trata de elementos no metálicos, sucede lo contrario, al descender en el grupo la reactividad disminuye.
4.2.4 Electronegatividad
Verlo solamente cuando se explique el enlace covalente.
La electronegatividad, EN, de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí el par de electrones compartidos en un enlace covalente. Existen dos escalas para medir la electronegatividad aunque la más usada es la escala de Pauling. Los valores están comprendidos entre un máximo de 4 (valor asignado al elemento más electronegativo: flúor, F) y un mínimo de 0,7 (valor asignado al elemento menos electronegativo: cesio, Cs). Se trata de una escala adimensional.
La variación de la electronegatividad en el sistema periódico disminuye a medida que se desciende en un grupo y aumenta conforme se avanza en un período.
