El átomo y la tabla periódica

El átomo y la tabla periódica

​Cómo se identifican los átomos

​Número atómico (Z): Indica el número de protones de un átomo.
Número másico (A): Indica el número total de partículas en el núcleo, es la suma de los protones y los neutrones.
Isótopos: Los isótopos son átomos del mismo elemento químico que difieren en su masa, tienen el mismo número de protones pero varían en el número de neutrones.
La masa atómica de un elemento químico se calcula como la media ponderada de la masa de los isótopos que lo forman.
Iones: los átomos son neutros, tienen el mismo número de protones que de electrones. Cuando pierden su neutralidad eléctrica se convierten en iones. La carga del ion coincide con la cantidad de electrones que gana o pierde.

​El modelo de Rutherford no es perfecto

​Hay ciertos descubrimientos que el átomo definido por Rutherford no podía explicar.
Pronto se dedujo que la posición de los electrones en el átomo venía determinada por el nivel de energía que tienen.
También se dedujo que había ciertos valores de energía posibles y otros no.
La energía está cuantizada.

​Espectros de emisión y absorción.

​Los espectros muestran que los átomos no emiten energía de forma continua. Las radiaciones que emiten corresponden con unas cantidades de energía determinadas. El espectro del átomo de Hidrógeno es el mas simple porque solo tiene un electrón.

​El espectro es el carnet de identidad de un elemento. Para un mismo elemento su espectro de emisión es complementario a su espectro de absorción.

​Nuevos modelos atómicos

​Bohr propuso un modelo del átomo que se apoyaba en la explicación de los intercambios de energía de la teoría cuántica y los espectros. Al electrón en el átomo le corresponden determinados niveles de energía. Cada órbita tiene un nivel concreto de energía.

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​Los átomos tienen una corteza donde orbitan los electrones en trayectorias circulares y estacionarias. Las órbitas se identifican con un número entero n=1, 2, 3, 4, .... Se le llama número cuántico e indica el estado del electrón

​Algo mas que capas

​El átomo de Bohr es una explicación que solo vale para átomos pequeños pero falla cuando trata de explicar los átomos con varios electrones orbitando

​Para explicar lo que de verdad pasa haría falta que en los niveles hubiera subniveles y, a su vez en estos subniveles hubiera diferentes posiciones para los electrones que se colocan de dos en dos y giran en sentidos contrarios

​Todo esto se desarrolla en dos sistemas diferentes pero complementarios:

• números cuánticos

• configuración electrónica/orbitales atómicos

​Números cuánticos

​Los números cuánticos indican el estado de cada electrón en un átomo.
Los electrones van ocupando sus posiciones buscando el estado de menor energía que esté sin ocupar.
A cada electrón se le asigna un grupo de cuatro números que es único y que indica su posición. Estos cuatro números son:

• n número principal indica la capa en la que está el electrón

• l número secundario, indica el tipo de órbita que describe el electrón

• m número magnético. indica la orientación de la órbita u orbital

• m_s espin, cada uno de los dos electrones que hay en un orbital gira en uno de los dos sentidos (+1/2 y -1/2)

​Valores posibles

​No todas las combinaciones de números son válidas.

• El número principal n, corresponde a la capa y por tanto empieza por el número 1 y va aumentando de uno en uno n: 1,2,3,4,5,6

• A partir del valor de n se determinan los posibles valores de l que pueden ser, desde el valor 0 y aumentando de uno en uno hasta el valor (n-1). l: 0,1,2,..., (n-1). Cada valor de l corresponde a un tipo de órbita.

  l=0 órbita tipo s; l=1 órbita tipo p; l=2 órbita tipo d; l=3 órbita tipo f

• A partir del valor de l se determinan los posibles valores de m que pueden ser desde -l hasta +l pasando por el cero. Por ejemplo la órbita de tipo d a la que le corresponde el número 2 podría tener 5 valores de número m, desde -l hasta +l: -2, -1, 0, 1, 2

• El 4º número cuántico es número cuántico espin (m_s). Solo puede tomar dos valores por cada orbital. Los valores para m_s son +1/2 y -1/2

​La configuración electrónica

​Se llama configuración electrónica de un átomo al modo en que están distribuidos los electrones en la corteza de ese átomo.
La configuración electrónica de un átomo se rige por tres principios:

1. Principio de mínima energía.

   Los electrones se colocan en el orbital disponible de menor energía.

2. Principio de exclusión de Pauli

   En el átomo no puede haber dos electrones en el mismo estado, es decir, que tengan los cuatro números cuánticos iguales.

3. Principio de la máxima multiplicidad de Hund

   Cuando por los dos principios anteriores se puedan dar varias configuraciones, la mas favorable es la que permite el mayor número de electrones con el mismo espin (desapareados)

Diagrama de Moller, energía de los orbitales, diagrama de cajas o de forma abreviada.

​Relación entre la configuración electrónica de un átomo y los números cuánticos de los electrones de ese átomo

​Tomando como ejemplo el átomo de configuración electrónica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ que tiene 16 electrones estos son los números cuánticos que les corresponden:

​Capa 1 Órbita s (1, 0, 0, +1/2) (1, 0, 0, -1/2)
Capa 2 Órbita s (2, 0, 0, +1/2) (2, 0, 0, -1/2)
Capa 2 Órbita p (2, 1, -1, +1/2) (2, 1, 0, +1/2) (2, 1, 1, +1/2)
(2, 1, -1, -1/2) (2, 1, 0, -1/2) (2, 1, 1, -1/2)
Capa 3 Órbita s (3, 0, 0, +1/2) (3, 0, 0, -1/2)
Capa 3 Órbita p (3, 1, -1, +1/2) (3, 1, 0, +1/2) (3, 1, 1, +1/2)
(3, 1, -1, -1/2)

​El sistema periódico de los elementos

​En 1700 se conocían solo 12 elementos, en 1830 se habían identificado 55 y surgió la necesidad de clasificarlos.
El mejor intento lo realizó Dimitri I. Mendeleiev en 1869, los ordenó por su masa atómica y los agrupó por sus propiedades.

​Es significativo que Mendeleiev dejara huecos para elementos que todavía no estaban identificados pero Mendeleiev intuía su existencia.
La actual es debido a Henry G. F. Moseley. En ella el criterio de clasificación es el número atómico

​El sistema periódico y la configuración electrónica

​1. Las filas de la tabla periódica se denominan períodos.
2. Las columnas se denominan grupos hay 18 grupos. Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia.

​3. Los elementos de los grupos 1,2 y del 13 al 18 se llaman elementos de los grupos principales. Son elementos en los que el último electrón se sitúa en un orbital de tipo s o de tipo p.

​La valencia iónica de los elementos

​La estructura de los gases nobles le otorga estabilidad por lo que no reaccionan con otros átomos. Estructura ns²np⁶ significa estabilidad.
Los demás elementos químicos al combinarse entre sí ganan, pierden o comparten electrones con otros átomos. Consiguen así en su capa de valencia configuración de gas noble.
La valencia de un elemento se relaciona con su lugar en la tabla periódica.

​Propiedades periódicas de los elementos

​Se llaman propiedades periódicas de los elementos químicos aquellas que podemos estudiar en relación con el lugar que ocupan en el sistema periódico.

​Tamaño de los átomos

• En los grupos aumentan al aumentar el número atómico

• En los periodos disminuye al aumentar el número atómico

​En un grupo a medida que aumenta el número atómico aumenta el número de la capa de valencia y por tanto la distancia al núcleo.

​En un período, los electrones de valencia se sitúan en orbitales de la misma capa. Pero a medida que aumenta Z aumenta el número de protones del núcleo y con ello la atracción que ese núcleo ejerce sobre los electrones, lo que hace que se aproximen y disminuya el tamaño de los átomos.

​Energía de ionización

​Es la energía que hay que comunicar a un átomo aislado para arrancar un electrón. Se mide en unidades de kJ/mol

​Cuanto mas alejado del núcleo menos energía hace falta para arrancar un electrón. En un mismo grupo disminuye cuanto mayor es el nº atómico.
En un mismo periodo cuanto mayor es el nº atómico disminuye el tamaño del átomo, los electrones están mas cerca del núcleo y por tanto la atracción es mayor por lo que hará falta mas energía para arrancar un electrón.

​Electronegatividad

​No es una propiedad de átomos aislados. Se observa en el caso de moléculas formadas por átomos que comparten electrones. Mide la tendencia de los elementos a captar electrones.

​La mayor electronegatividad le corresponde al Flúor.
En un grupo disminuye según aumenta el nº atómico.
En un mismo periodo aumenta según aumenta el nº atómico.