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Irène Joliot-Curie, francesa e hija de Marie Curie, recibe en
1935 en premio Nobel de Química junto a su marido Frédéric Joliot, «por
sus trabajos en la síntesis de nuevos elementos radiactivos». Los dos
trabajaron en las reacciones en cadena y en los requisitos para la
construcción acertada de un reactor nuclear que utilizara la fisión
nuclear controlada para generar energía mediante el uso de uranio y agua
pesada.
En 1932, Joliot-Curie y su esposo Frédéric
tuvieron acceso al polonio de Marie. Realizaron experimentos utilizando
rayos gamma para identificar el positrón . Aunque sus experimentos
identificaron tanto el positrón como el neutrón, no lograron interpretar
el significado de los resultados y los descubrimientos fueron
posteriormente reclamados por Carl David Anderson y James Chadwick
respectivamente. Sin embargo, en 1933, Joliot-Curie y su esposo fueron
los primeros en calcular la masa exacta del neutrón.
En 1934, los Joliot-Curie finalmente hicieron el
descubrimiento que les daría su lugar relevante en la historia de la
ciencia. Basándose en el trabajo de Marie y Pierre Curie, que habían
aislado elementos radiactivos naturales, los Joliot-Curie realizaron el
sueño del alquimista de convertir un elemento en otro: crear nitrógeno
radiactivo a partir de boro, isótopos radiactivos de fósforo a partir de
aluminio y silicio a partir de magnesio, en un proceso que se conoce
como radiactividad artificial o inducida. Para entonces, la
aplicación de materiales radiactivos para su uso en medicina estaba
creciendo y este descubrimiento permitió crear materiales radiactivos de
forma rápida, económica y abundante. El Premio Nobel de Química en 1935
trajo consigo la fama y el reconocimiento de la comunidad científica, y
Joliot-Curie recibió una cátedra en la Facultad de Ciencias.
Maria Goeppert-Mayer, nacida en Polonia y
afincada luego en Estados Unidos, es la segunda mujer en
recibir el premio Nobel de Física después de Marie Curie. Lo recibe en
1963 «por sus descubrimientos sobre la estructura de las capas nuclear».
El modelo de capas nuclear es muy parecido al planteado para el caso de
la corteza electrónica "el modelo de capas electrónico". El modelo fue
propuesto en 1949 a partir de los trabajos desarrollados
independientemente por parte de varios físicos, en particular Eugene
Paul Wigner, Maria Goeppert-Mayer y J. Hans D. Jensen, que compartieron
en 1963 el Premio Nobel de Física por sus contribuciones.
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PRIMEROS MODELOS
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El conocimiento de los átomos o partículas
que forman la materia fue una necesidad básica de los científicos para
entender cómo es el mundo que nos rodea.
El filósofo griego Demócrito (Abdera, Tracia, 460 a. C. - 370 a. C.)
desarrolló la “teoría atómica del universo”, concebida por su mentor, el filósofo
Leucipo.
Esta teoría, al igual que todas las teorías filosóficas griegas, no apoya sus postulados mediante experimentos, sino que se explica mediante razonamientos lógicos. La teoría atomista de Demócrito y Leucipo se puede esquematizar así:
- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles.
- Los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas.
- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.
Defiende que toda la materia no es más que una mezcla de elementos originarios que poseen las características de inmutabilidad y eternidad, concebidos como entidades infinitamente pequeñas y, por tanto, imperceptibles para los sentidos, a las que Demócrito llamó átomos (ἄτομοι), término griego que significa tanto "que no puede cortarse" como "indivisible".
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
A principios del XIX, el ingles John Dalton
(1766 - 1844), utilizó dos leyes fundamentales de las
reacciones químicas, la "Ley de conservación de la masa de Lavoisier"
(La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción) y la "Ley de
proporciones constante de Proust" (Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos
constituyentes.) como base de una teoría atómica.
Se resume esta teoría en los siguientes postulados:
- Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas
que llamamos átomos.
- Todos los átomos de un elemento dado son idénticos entre sí.
Los átomos de elementos distintos difieren en masa y en las demás
propiedades.
- Los átomos de un elemento no se transforman en otros átomos
distintos durante las reacciones químicas. Los átomos no se crean
ni se destruyen en las reacciones químicas.
- Se forman compuestos cuando se combinan átomos de diferentes
elementos. Cada compuesto siempre tiene los mismos átomos y en la
misma proporción.
Esta teoría atómica condujo a Dalton a enunciar la "Ley de las proporciones múltiples", que establece lo siguiente:
Si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.
Este modelo de Dalton es de gran utilidad para
justificar las leyes de las reacciones químicas, pero no nos
proporciona información útil sobre los átomos, no sabemos cómo son,
sólo sabemos que existen.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos magnéticos y eléctricos
permitieron el descubrimiento del electrón. El famoso experimento de gota de aceite de Millikan proporcionó la masa del electrón.
El descubrimiento de la radioactividad (la emisión espontánea de radiación por átomos) fue una prueba
de la complejidad del átomo.
La existencia del electrón en los átomos animó a los
científicos a proponer hipótesis sobre su situación en el átomo.
A principios del siglo XX el inglés J. J. Thomson
propone un nuevo modelo de átomo, pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban
incrustados los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva.
Se conoce a este modelo como el "modelo del pastel de pasas";
seguramente de vivir hoy en día le hubiera llamado "modelo de la
galleta de pepitas de chocolate".
Este modelo explica hechos como la electrización pero no informa de la
naturaleza y localización de la carga positiva del átomo.
Este modelo es muy limitado, pues sólo puede explicar
algunos hechos experimentales como la electrización. Nos dice que el
átomos tiene electrones que se pueden arrancar, pero poco más. ¿De
qué está hecho el restos del átomo? No nos lo dice. De todas formas
tiene el mérito de ser el primer modelo que intenta explicar el
comportamiento de los átomos.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Un experimento clave en la historia de los modelos
atómicos es el experimento de Rutherford. El experimento de Rutherford, también llamado experimento de la lámina de oro, fue realizado por
sus discípulos Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, y publicado en
1911, bajo la dirección del neozelandés Ernest Rutherford
en los Laboratorios de Física de la Universidad de
Manchester. Los resultados obtenidos y el posterior análisis tuvieron como consecuencia la negación del modelo atómico de Thomson y la propuesta de un modelo nuclear para el átomo.
El experimento consistía en la emisión de partículas
radiactivas alfa, α, por parte de un material radiactivo,
polonio. Estas partículas tienen una masa equivalente al átomo de
helio, y unas 8000 veces mayor que la masa del electrón. El material
radiactivo se coloca en el interior de una caja de plomo con un orificio
que solo permite la emisión de partículas alfa en una dirección. Las
partículas alfa se dirigen a un pan de oro, lámina muy fina de este
material, con el que impactan. Una pantalla de ZnS permitía ver donde
impactaban las partículas alfa.
Según el modelo de Thomson las partículas α deberían
atravesar la lámina de oro sin desviarse, pero no era eso lo que
se observaba. La mayoría de las partículas atravesaban la lámina de
oro sin desviarse lo más mínimo, algunas partículas desviaban sus trayectorias y
otras, muy pocas, salían rebotadas. Estos hechos ayudaron a Rutherford a
proponer un nuevo modelo.
Para Rutherford el hecho sorprendente era que algunas
partículas, muy pocas, rebotaran. Decía: "Era casi tan increíble como si se disparara un proyectil de 15 pulgadas a un trozo de papel de seda y volviera y te golpeara".
Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío,
por tanto que es hueco. La desviación de las partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen carga positiva, pues la desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las partículas alfa indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy
densa, que denominó núcleo. Por tanto el átomo estaría formado por
un núcleo muy denso cargado positivamente y un gran espacio vacío
alrededor del mismo, en donde se moverían los electrones.
El modelo atómico de Rutherford mantenía el planteamiento de Thomson, de que los átomos poseen electrones, pero su explicación sostenía que
todo átomo estaba formado por un núcleo y una corteza. El núcleo debía tener carga positiva, un radio muy pequeño y en él se concentraba casi toda la masa del átomo. La corteza estaría formada por una nube de electrones que orbitan alrededor del núcleo.
Se conoce a este modelo como "modelo planetario del átomo".
Aunque este modelo explicaba el hecho experimental de la
dispersión de las partículas alfa presenta dos grandes limitaciones.
Primero, si los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo, son
cargas eléctricas que experimentan una aceleración. Según la teoría
electromagnética de Maxwel si los electrones experimentan una
aceleración al girar sobre el núcleo deben emitir energía, y por
tanto irán cayendo sobre el núcleo aniquilando el átomo, algo que
evidentemente no sucede. Segundo, este modelo no es capaz de explicar
los espectros atómicos.
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ESPECTROS ATÓMICOS
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El estudio de la luz ayudó enormemente a entender la naturaleza de la
materia. Isaac Newton, en el siglo XVII, utiliza un modelo corpuscular
para explicar fenómenos como la refracción, o la dispersión de la luz
blanca en los colores del arco iris al hacerla pasar a través de un
prisma óptico. Christian Huygens, contemporáneo de Newton, propone un
modelo ondulatorio para justificar estos fenómenos de la luz. En los
siglos XVIII y XIX, el prisma se acompaña de rendijas y lentes que
permiten estudiar mejor la luz procedente de distintas fuentes, en un
aparato conocido como espectroscopio. Los espectroscopistas
perfeccionan una técnica que les permitía obtener una serie de rayas
características de cada sustancia, son como su huella dactilar. Estos
espectros son de emisión cuando aplicamos energía sobre las
sustancias, veremos rayas de color sobre un fondo negro, o de
absorción cuando la luz blanca atraviesa una sustancia antes de
atravesar el prisma, en este caso veremos todos los colores del espectro
en el que destacan unas rayas negras. Los espectroscopistas no entendían
la relación de estas rayas con las características de cada sustancia,
pero valoraban su utilidad al poder analizar sustancias, aguas
minerales, compuestos químicos como sales, etc. Ellos tenían tablas con
los espectros de muchos elementos, cuando aparecían las rayas
características de un elemento en un espectro estaban ante la presencia
de ese elemento. El físico y astrónomo alemán, Joseph von Fraunhofer,
utilizó el espectroscopio para analizar la luz solar, observando muchas
rayas de absorción de elementos que formaban parte de la superficie
solar. En 1868 el francés Pierre Janssen, durante un eclipse
solar, observa líneas en el espectro solar que se desconocían por los
espectroscopistas. Norman Lockyer propone que deben ser debidas a
un elemento que forma parte del Sol pero desconocido en la Tierra, se le
denominó Helio, en recuerdo del dios Sol de los griegos. En 1893, W.
Ramsay lo descubre en la Tierra en muestras minerales.
Las longitudes de onda de las rayas de los espectros
están relacionadas con sus frecuencias.
Y estas con la energía, a través
de la ecuación de Planck:
Si sólo aparecen ciertas rayas en
los espectros quiere decir que sólo son posibles ciertas energías,
que tendrán que ver con transiciones de electrones entre niveles de
energía dentro del átomo. Los espectroscopistas encontraron una
ecuación experimental que permitía predecir las series espectrales
que se daban en el átomo de hidrógeno. En ella aparecen unos números
n1 y n2, que son números naturales, donde n2
siempre es mayor que n1.
Fórmula de Rydberg
(Wikipedia), es propuesta por Johannes Rydberg en 1888,
con ella se pueden calcular las longitudes de onda de las líneas
espectrales del hidrógeno y de otros elementos con un solo electrón,
llamados átomos hidrogenoides..
Serie de Balmer
(Wikipedia), esta es la serie espectral del hidrógeno que
cae dentro del espectro visible, la que podemos ver con un
espectroscopio. Corresponde a las transiciones entre el segundo nivel y
cualquier nivel superior, por tanto en ella n1 = 2 y n2
≥ 3.
Ecuación de Rydberg para el hidrógeno:
El inverso de la longitud de onda se conoce como número de ondas, y
se puede conocer a partir de los niveles entre los que se produce la
transición electrónica ,con n1 para el nivel más interno,
y n2 para el
nivel más externo, RH=1,09678·107m−1
SIMULACIÓN: VISOR DE ESPECTROS, en educaplus.org
- ¿Cómo construir un espectroscopio con un CD?
EJERCICIOS PARA PRACTICAR
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MODELO DE BOHR
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| MODELO ATÓMICO DE BOHR
Vídeo: Quince minutos en la vida de un electrón.
El modelo del danés Niels Bohr, que propone en 1913, es un intento de
dar consistencia al modelo de Rutherford, evitando los inconvenientes de
la electrodinámica clásica e introduciendo las ideas de cuantización
de Planck. Propone los siguientes postulados:
Postulados de Bohr:
I. El electrón gira alrededor del núcleo del átomo en una órbita circular. Las órbitas electrónicas son estacionarias y el electrón cuando se mueve en ellas, no radia energía.
II. El impulso angular del electrón, L [L= r x p =
r x (m· v); para una órbita circular, es L = rmv ] está cuantizado, lo que significa que de las infinitas órbitas que podría tener, sólo son posibles las que cumplen que el impulso angular es un múltiplo entero de h/2π (h es la constante de
Plank)
III. Cuando un electrón "salta" desde una órbita superior, de energía
E2, a otra inferior, de energía E1, la energía liberada se emite en forma de radiación. La frecuencia (f) de la radiación viene dada por la expresión:
E2 - E1 = h·f (h es la constante de Plank)
Entre los aciertos de este modelo podemos destacar:
- Justifica la estabilidad del átomo proponiendo las órbitas
estacionarias. Sólo están permitidas órbitas que presentan un
momento angular múltiplo de h/2π. Aparece un número, n,
denominado número cuántico principal, que puede tomar valores n = 1,
2, 3, ..., ∞ .
- Permite calcular las longitudes de onda de las rayas espectrales
del hidrógeno. Permite deducir la ley de Balmer-Rydberg sobre las series espectrales del hidrógeno.
- Permite calcular las energías y radios de las orbitas electrónicas
para el átomo de hidrógeno y demás átomos hidrogenoides.
Pero también presenta una serie de limitaciones, como:
- No permite explicar los espectros de los átomos polielectrónicos.
- No explica los espectros del hidrógeno en presencia de campos
magnéticos (Efecto Zeeman). No explica el desdoblamiento de líneas
que aparecen en estos espectros.
- Mezcla ideas clásicas con ideas cuánticas para explicar el
comportamiento de los electrones en el átomo.
El átomo (UM 49)
La complejidad que presentaban los espectros
polielectrónicos se intentaron explicar con refinamientos de este
modelo.
En 1916 Sommerfeld propone que las órbitas
electrónicas sean elípticas. Cada nivel n presenta varios subniveles
que dan cuenta del desdoblamiento de líneas espectrales. Propone un
nuevo número cuántico, l, número cuántico secundario, que puede tomar
los valores l = 0, 1, 2,…(n−1).
El desdoblamiento de líneas del Efecto Zeeman obligó a
introducir un nuevo número cuántico, m, número cuántico
magnético, que daba cuenta de las orientaciones de las órbitas
dentro de un campo magnético. Sus posibles valores son m = −l,..., 0,
..., +l
Por último hubo que introducir un último número
cuántico para explicar lo que se conocía como efecto Zeeman
anómalo,
desdoblamiento de todos los subniveles cuando los espectros se
realizaban con más resolución. Este número cuántico se conoce como, s,
número cuántico de espín. Tiene valores de +1/2 y −1/2
Estos números cuánticos no son consecuencia de la
teoría sino que se tienen que introducir para poder explicar los hechos
experimentales.
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MODELO MECANOCUÁNTICO
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El efecto fotoeléctrico, descubierto por Heinrich Hertz en 1887,
consistía en el desprendimiento de electrones de un metal cuando se
iluminaba éste con un rayo de luz. En 1905 Albert Einstein
propone una explicación de este fenómeno considerando la luz formada de
cuantos de energía, o fotones, que responden a la fórmula de Planck. La
luz, considerada hasta ese momento como una onda, tiene también
propiedades corpusculares. Merece la pena recordar ahora la propuesta de
Newton de la naturaleza corpuscular de la luz. También es de notar que
Einstein recibe el premio Nobel de física en 1921, por su trabajo sobre
el efecto fotoeléctrico, y no sobre sus trabajos sobre la teoría de la
relatividad.
Louis de Broglie, en 1924, presenta su tesis
doctoral, titulada "Investigaciones sobre la teoría cuántica", en la que
basándose en los trabajos de Einstein y Planck propone un modelo de
dualidad onda-partícula para la materia. Si bien ya se demostrara que
las ondas se pueden comportar como partículas, él propone también que
las partículas se pueden comportar como ondas, presentando los
electrones fenómenos de difracción o interferencia típicos del
comportamiento ondulatorio.
Hipótesis de De Broglie, dualidad onda-corpúsculo:
Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda electromagnética
cuya longitud de onda viene dada por:
Dado que la constante de Planck es un número muy
pequeño sólo se apreciarán propiedades ondulatorias en partículas
con masas muy pequeñas, como el electrón. En masas mucho más grandes
estas propiedades ondulatorias serán despreciables.
Principio de incertidumbre de Heisenberg:
(Propuesto en 1927) No se
puede determinar simultáneamente y con precisión ciertos pares de
variables físicas, como la posición y la
cantidad de movimiento de una partícula, o la energía y el tiempo. Cuanta más precisión
tengamos en la determinación de la posición de un partícula menos
precisión tendremos en el cálculo de su velocidad.
Este principio introduce el concepto de
probabilidad en el átomo, ya no podemos conocer con precisión la
posición y velocidad del electrón en el átomo, sólo podremos conocer
dónde es máxima la probabilidad de encontrarlo.
Partículas y ondas (UM 50)
Estas ideas dieron paso a una nueva mecánica, que
rompía definitivamente con la mecánica clásica, se trata de la mecánica
cuántica.
En 1926 el austríaco Erwin Schrödinger
formula su
mecánica cuántica ondulatoria basada en la naturaleza ondulatoria del electrón.
El electrón se describe a través de una ecuación de onda, ψ,
atendiendo a su naturaleza ondulatoria. Heisenberg llega a las
mismas conclusiones a través de su mecánica cuántica matricial.
La solución de la ecuación de Schrödinger:
permite describir el átomo según esta mecánica ondulatoria. De la
resolución de esta ecuación se obtienen las funciones de onda que
describen el comportamiento del electrón y los valores de la energía
de los electrones en el átomo. Estas soluciones se obtienen fruto de
unos números cuánticos que ya no hay que introducir, aparecen como
parámetros de la propia ecuación.
El cuadrado de la función de onda, ψ2,
representa la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada
zona del espacio. Ya no hablamos de órbitas para describir el
movimiento del electrón, sino de orbitales. Un orbital es la zona del
espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es mayor del
90%.
Sólo son posibles determinadas soluciones para la
ecuación de Schrödinger. Estas soluciones dependen de unos parámetros
o números cuánticos.
Número cuántico principal (n): n sólo toma valores enteros positivos,
n = 1, 2, 3, 4... Indica el nivel energético en el que se encuentra el electrón. Cuanto mayor sea mayor
será la energía del electrón y mayor será el volumen del orbital, lo que significa menos estabilidad.
Número cuántico de momento angular (l): l toma valores que van desde 0 a
n−1, l = 0, 1, 2, ..., n−1. Nos indica la forma de los orbitales de cada nivel n.
l = 0 (orbital
s), l = 1 (orbital p), l = 2 (orbital d),
l = 3 (orbital
f), etc. Cuanto mayor sea l
mayor será la energía del electrón en cada nivel energético para átomos polielectrónicos.
Número cuántico magnético (m): m toma valores que van desde
−l hasta +l, pasando por el cero. m = −l, ..., 0, ..., +l. m determina la orientación espacial del orbital. Indica el número de orbitales de cada subnivel, en cada subnivel hay 2·l+1 orbitales del mismo tipo.
l = 0, m sólo toma un valor, m = 0, indica que los orbitales s son únicos.
l = 1, m toma 3 valores, m = 1, 0,−1, indica que los orbitales p siempre aparecen de tres en tres.
l = 2, m toma 5 valores, m = 2, 1, 0,−1, −2, indica que los orbitales d siempre aparecen de cinco en cinco.
l = 3, m toma 7 valores, m = 3, 2, 1, 0, −1, −2, −3, indica que los orbitales f siempre aparecen de siete en siete.
Número cuántico de espín (s): s toma dos posibles valores para cada electrón,
s = +1/2,
−1/2. Indica los dos posibles sentidos de rotación del electrón respecto a su eje.
Estos números cuánticos surgen ahora de la resolución de
la ecuación de Schrödinger. No tenemos que añadirlos para justificar
unos hechos experimentales, sino que surgen de la propia teoría, lo que
le da más valor a la misma.
La forma de los orbitales atómicos la puedes ver en el
siguiente enlace. Recuerda que el orbital representa la zona del átomo
donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta.
Orbitales atómicos
(Wikipedia)
Las cuerdas,
vibrando entre dos puntos, nos pueden ayudar a entender la cuantización
en el átomo. Sólo son posibles ciertas formas de vibrar para la cuerda,
de la misma forma que sólo son posibles ciertas funciones de onda y
ciertas energías para los electrones en el átomo.
El siguiente vídeo
también te puede servir de repaso:
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
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Para conocer la configuración electrónica, es decir
cómo se reparten los electrones entre los distintos orbitales, será suficiente
conocer unas pocas reglas. Estas reglas se deducen de los números cuánticos que surgen
de resolver las ecuaciones de onda que la mecánica cuántica propone para
explicar el comportamiento de los electrones en el átomo.
1. Los electrones se distribuyen por capas desde la de
más baja energía, la 1, a las siguientes. Esto depende del número
cuántico principal, n. Puede tener los siguientes valores, n = 1,
2, 3,...
2. En cada capa hay distintos tipos de orbitales. Estos pueden
ser orbitales s, orbitales p, orbitales d y orbitales f.
Depende del número cuántico de momento angular, l. Puede tener
los siguientes valores, l = 0, hasta n-1. Si l = 0 orbital s, si l = 1
orbital p, si l = 2 orbital d, si l = 3 orbital f.
SIMULACIÓN:
ORBITALES ATÓMICOS, en educaplus.org
3. En cada capa hay tantos tipos de orbitales como indica el
número de la capa. Así en la capa 1 sólo hay orbitales s, en la 2 orbitales s
y p, en la 3 orbitales s, p y d, y en la 4 orbitales s, p, d y f.
4. En cada orbital sólo caben 2 electrones como máximo.
Depende del número cuántico de spin, s. Puede tener los
siguientes valores, s = +1/2, −1/2
Esta regla responde al Principio de exclusión de Pauli,
que dice: En el átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales. Si hubiera tres electrones dentro de un orbital dos
necesariamente tendrían los cuatro números cuánticos iguales y estarían
violando este Principio.
5. En cada capa el orbital s es único, el p aparece en grupos
de 3, el d en grupos de 5 y el f en grupos de 7. Son lo que se conoce como
orbitales degenerados o de misma energía. Depende del número cuántico
magnético, m. Puede tener los siguientes valores, m = −l, ..., 0, ...,
+l
Para llenar estos orbitales de misma energía debemos
seguir la Regla de Hund, o Regla de máxima multiplicidad,
que dice: En un conjunto de orbitales de misma energía no podemos
llenar un orbital mientras queden orbitales vacíos. Por tanto, cuando
tengamos 3 electrones en orbitales 2p no se producirá la configuración
2p2 2p1 2p0, pero sí la siguiente: 2p1
2p1 2p1.
6. En cada capa los orbitales tienen distintas energías, los s
son los de más baja energía, los p los siguientes en energía y le siguen los
d y los f.
7. Para escribir las configuraciones electrónicas de los
átomos, sólo necesitamos saber el número de electrones que tienen y seguir
los que se conoce como la regla de llenado de orbitales o principio de Aufbau
(del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) que establece que los
electrones no serán ocupados en niveles superiores de energía hasta que los
orbitales menos energéticos hayan sido ocupados..
SIMULACIÓN:
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA, en educaplus.org
En
esta simulación tienes el diagrama de energía de los orbitales en el
átomo. Observa que los orbitales s tienen menos energía que los p, los p
que los d, y los d que los f, en las distintas capas. Observa también
como los orbitales de una capa solapan con los orbitales de otras, por
ejemplo el orbital 4s tiene menos energía que los orbitales 3d, de la
capa anterior. Los orbitales se irán llenando de menor a mayor energía
dentro de este diagrama. Para recordar este orden de llenado emplearemos
la regla de llenado, en la que es bueno incluir el número de orbitales
de cada tipo que aparecen: 1 orbital s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7
orbitales f.
- Relación entre la posición de los elementos en la tabla
periódica y su configuración electrónica.
Si sabemos la configuración electrónica de un elemento podemos
saber en qué grupo y período de la tabla se encuentra, y si sabemos cuál es el
grupo y período de un elemento podemos saber en qué acaba su configuración
electrónica.
Por tanto hay una relación muy estrecha entre la configuración
electrónica y la posición en la tabla periódica. Conocer esta relación nos ayuda
a entender el semejante comportamiento químico de los elementos que pertenecen a
un mismo grupo.
Los elementos se ordenan en 18 grupos y 7 períodos.
Los dos primeros
grupos, en color turquesa, tienen una configuración electrónica que acaba
en orbitales s. Recuerda que el orbital s es único y puede
albergar dos electrones. Llamaremos a estos grupos bloque s.
Los últimos seis grupos, en color magenta, tienen
una configuración electrónica que acaba en orbitales p. Recuerda
que los orbitales p siempre aparecen en grupos de 3 y pueden albergar
seis electrones. Llamaremos a estos grupos bloque p.
Los diez grupos que van del 3 al 12, en color gris, tienen
una configuración electrónica que acaba en orbitales d. Recuerda
que los orbitales d siempre aparecen en grupos de 5 y pueden albergar
diez electrones. Llamaremos a estos grupos bloque d.
Por últimos los elementos de los períodos 6 y 7 que van después
del La y Ac forman 14 grupos que colocamos debajo de la Tabla
Periódica para que esta no sea demasiado larga. Estos grupos, en color
salmón, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales f.
Recuerda que los orbitales f siempre aparecen en grupos de 7 y pueden
albergar catorce electrones. Llamaremos a estos grupos bloque f.
La configuración electrónica está muy relacionada con la posición de
los átomos en la tabla periódica. Si sabemos la configuración
electrónica podemos saber dónde se encuentra un átomo en la tabla. Y si
sabemos donde está en la tabla también podemos conocer en qué termina la
configuración electrónica.
Para hacer estos ejercicios mejor no utilices la tabla periódica:
1) ¿Cuál es el grupo y período del elemento que termina con la
siguiente configuración: [E] = ... 5p1 5p1 5p1
?
Si tiene 3 electrones p, para calcular el grupo sumamos 2 del bloque s, 10
del bloque d y 3 del bloque p, en total nos da el grupo15. Si el orbital es 5p
pertenece al periodo 5, por tanto sus coordenadas son grupo 15 y período 5.
2) ¿Cuál es el grupo y período del elemento que termina con la
siguiente configuración: [E] = ... 5d1 5d1 5d1 5d1
?
Si tiene 4 electrones d, para calcular el grupo sumamos 2 del bloque s y 4
del bloque d, en total nos da el grupo 6. Si el orbital es 5d pertenece al
periodo 6, ya que los orbitales d se llenan después de los s de la capa
siguiente, por tanto sus coordenadas son grupo 6 y período 6.
3) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la
intersección del grupo 2 y el período 4?
Si el elemento está en el grupo 2 pertenece al bloque s, si es el grupo 2 la configuración
será s2. Si el período es el 4 el orbital s pertenece a la
cuarta capa, el orbital s será el 4s. Por tanto la configuración del
elemento termina en:
[E] = ... 4s2
4) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la
intersección del grupo 13 y el período 3?
Si el elemento está en el grupo 13 pertenece al bloque p, ya que los dos primeros grupos
pertenecen al bloque s y los diez siguientes grupos al bloque d, a partir de
ahí los grupos pertenecen al bloque p, si es el grupo 13 será el primer
grupo del bloque p, la configuración será p1. Si el período es
el 3 el orbital p pertenece a la tercera capa, el orbital p será el 3p. Por
tanto la configuración del elemento será termina en:
[E] = ... 3p1
5) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la
intersección del grupo 8 y el período 4?
Si el elemento está en el grupo 8 pertenece al bloque d, ya que los dos primeros grupos
pertenecen al bloque s y los diez siguientes grupos al bloque d, si es el
grupo 8 será el sexto grupo del bloque d, la configuración será d6.
Si el período es el 4 el orbital d pertenece a la capa anterior, a la
tercera, ya que los orbitales s de la capa superior se llenan antes que los
orbitales d de esa capa, el orbital d será el 3d. Por tanto la
configuración del elemento será termina en:
[E] = ... 3d2 3d1 3d1 3d1 3d1
TABLA
PERIÓDICA DE ALONSOFORMULA
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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PROPIEDADES PERIÓDICAS
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características o propiedades de los elementos que varían de forma
periódica, o secuencial, cuando aumentamos el número atómico. Estas
propiedades dependen de la configuración electrónica de los elementos
que también va variando cuando aumentamos el número atómico. Tenemos que
justificar la variación de estas propiedades en función de la variación
que sufre la configuración electrónica al movernos en grupos y períodos.
El radio atómico es un valor medio calculado a partir de la
distancia que separa dos átomos iguales enlazados entre sí.
RADIO ATÓMICO, en Wikipedia
en este enlace puedes encontrar valores.
¿Qué es la carga nuclear efectiva? Los electrones más
externos del átomo están sometidos a la interacción con los protones
del núcleo y a la interacción de los demás electrones del átomo. Z* = Z −
A. La carga nuclear efectiva, Z*, es la diferencia entre
la carga nuclear, Z, y el parámetro de apantallamiento, A,
que depende de los electrones más internos del átomo.
En un grupo: aumenta el radio atómico al descender en el
grupo. El tamaño del átomo aumenta al aumentar el número de capas electrónicas
del mismo, sin que que varíe apreciablemente la carga nuclear efectiva.
En un período: disminuye el radio atómico al desplazarnos a la
derecha en un período. Esto parece un contrasentido, pero se debe a
que aunque aumenta hacia la derecha el número de electrones de una
misma capa también aumenta la carga nuclear efectiva que sufren estos
electrones por parte de los protones del núcleo, con lo que la capa
electrónica se contrae, reduciendo así el tamaño del átomo.
El radio iónico varía de la misma forma, teniendo en cuenta que los
iones positivos, al perder electrones, disminuyen de tamaño respecto a
los átomos neutros, y que los iones negativos, al ganar electrones,
aumentan de tamaño respecto a los átomos neutros.
RADIO
IÓNICO, en Wikipedia
en este gráfico puedes encontrar valores.
- ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN:
La energía de ionización o potencial de ionización
es la energía involucrada en el proceso de arrancar un electrón de un
átomo en estado gas para dar un ion positivo. Esta energía siempre es
positiva, siempre costará arrancar un electrón a un átomo neutro, ya
que estamos separando dos cargas de distinto signo. Si arrancamos el
electrón más externo hablamos de la 1ª energía de ionización, si
arrancamos el siguiente electrón hablamos de la 2ª energía de
ionización, etc. Cada electrón que vayamos extrayendo del átomo costará
más que el electrón anterior, pues las cargas que separamos serán cada
vez mayores.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN,
en Wikipedia en este enlace puedes encontrar valores.
En un grupo: disminuye el potencial de ionización al
descender en el grupo. Al aumentar el número de capas electrónicas el
electrón más externo estará menos retenido por el núcleo y costará menos
arrancarlo, ya que la
carga nuclear efectiva no varía apreciablemente dentro de un grupo.
En un período: aumenta el potencial de ionización al
desplazarse hacia la derecha en un período. Al desplazarse hacia la
derecha en un período aumenta la carga nuclear efectiva sobre los
electrones más externos, con lo que costará más arrancarlos.
La afinidad electrónica es la energía desprendida, o liberada, en el
proceso de ganancia de un electrón por parte de un átomo en estado gas
para dar un ion negativo. Esta energía es en algunos casos positiva y
en otros negativa. Su variación en grupos y períodos no es tan regular
como la del potencial de ionización.
AFINIDAD ELECTRÓNICA, en Wikipedia
en este enlace puedes encontrar valores.
En un grupo: disminuye la afinidad electrónica al descender
en el grupo. Al aumentar el número de capas electrónicas el electrón
que se capta estará más lejos del núcleo y por lo tanto menos retenido por el núcleo, ya que la carga
nuclear efectiva no varía apreciablemente en un grupo.
En un período: aumenta la afinidad electrónica al
desplazarse hacia la derecha en un período. Al desplazarse hacia la
derecha en un período aumenta la carga nuclear efectiva sobre los
electrones que entran en la capa más externa, el electrón que entra
estará más atraído por el núcleo, con lo que aumenta la
afinidad electrónica.
La electronegatividad mide la tendencia que tienen los átomos
para atraer los electrones de otros átomos cuando están enlazados con
los mismos. Pauling estableció una escala arbitraria de
electronegatividades en la que da un valor de 4,0 al átomo más
electronegativo, que es el flúor. La electronegatividad será
consecuencia de cómo varían las anteriores propiedades periódicas, y
tendrá utilidad cuando enfoquemos el problema del enlace entre átomos.
ELECTRONEGATIVIDAD, en Wikipedia
en este enlace puedes encontrar valores.
En un grupo: disminuye la electronegatividad al descender en
el grupo.
En un período: aumenta la electronegatividad al desplazarse
hacia la derecha en un período.
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
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El Gran Colisionador de Hadrones, (Large Hadron Collider) LHC, ubicado en el CERN.
Sin lugares como éste no habríamos descubierto de que partículas esta
hecho el Universo.
El Modelo Estándar nos permite entender cuáles son las
partículas de las que está hecha la materia.
Modelo
Estándar de partículas (Fuente: FisQuiWeb)
Quark
(Wikipedia)
La fórmula definitiva: ¿de qué está hecho el Universo?
¿Llegaremos a entender nuestro Universo con una sola ecuación que
englobe las cuatro fuerzas fundamentales?
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