Estructura de La Materia

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

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GRADO DE DIVISIÓN DE LA MATERIA. ELEMENTOS Tomemos un sistema formado por una sustancia simple, como el hierro. Ese sistema se puede dividir  en dos trozos, y tomar uno solo de ellos. El nuevo sistema tiene una masa menor. Como antes de la operación (cortado del hierro) y después de ella, la sustancia es la misma, no hay cambio de d e sustancia y esta operación no es un fenómeno químico. Es un fenómeno físico. Al trozo de hierro pequeño se lo  puede dividir, y así se tiene un trozo cada vez más pequeño. ¿Puede seguirse esta operación infinitas veces? Se pensó que si se repetía la operación, llegaría un momento en que se obtendría una partícula indivisible, indivisible, que se llamó átomo. En el ejemplo se obtendría un átomo de hierro. Si se parte de otra sustancia sustancia simple, como el cloro se obtendría átomos de cloro, que son distintos a los l os átomos de hierro. De la misma forma, partiendo del hidrógeno se llegaría a átomos de hidrógeno. Se afirmó que los átomos se pueden unir entre sí, dando nuevas entidades, llamadas moléculas. Así, un átomo de hidrógeno hidrógeno (representado por ) se puede unir a un átomo de cloro (representado por  + dando una molécula ( ). Esa molécula actúa como una unidad (ya no actúa el cloro separado del hidrógeno); Además tiene propiedades distintas a la de los átomos que la originaron. Es una molécula de cloruro de hidrógeno. Pero no solamente átomos distintos se pueden unir entre sí, sino que también átomos iguales: + Dos átomos de hidrógeno se unen para dar una molécula de hidrógeno. En forma similar 2 átomos de cloro se unen para formar una molécula de cloro. El número de átomos que se unen para dar una molécula, no siempre es dos. Esto depende de las  propiedades de los átomos considerados. considerados. Los átomos de hidrógeno que hay en el agua, son los mismos átomos de hidrógeno que hay en el cloruro de hidrógeno, o en la sustancia simple hidrógeno (gas). Se dice que todas estas sustancias tienen al elemento hidrógeno. Cada elemento se representa por un símbolo. Así H representa al elemento hidrógeno. Por la definición dada, se puede decir que ese símbolo representa al átomo de hidrógeno. De igual forma, O representa r epresenta al átomo de oxígeno. Cl representa al cloro. Si se quiere simbolizar a la sustancia simple hidrógeno está formado por dos átomos, se debe simbolizar: H2. El subíndice indica el número de átomos que forman la molécula. De igual forma, para representar a la molécula de cloro se coloca Cl 2. La molécula de oxígeno se representa: O 2. La sustancia ozono O 3. El número de átomos que forman la molécula de sustancia simple, se llama atomicidad. Las sustancias simples se clasifican según su atomicidad: Monoatómicas (1 átomo por molécula). Ej: K, Fe, Na, Ca. Sustancias Simples

Diatómicas (2 átomos por molécula). Ej: F 2, Cl2, O2, H2, N2. Poliatómicas Poliatómica s (3 o más átomos por molécula). Jed: O 3, S4, S6, S8.

Son formas alotrópicas, o simplemente alótropos, las sustancias simples que difieren en su atomicidad. Así el O 2 y O3 son alótropos. También S 4, S6 y S8, son alótropos entre sí. CONSTITUCIÓN DEL ÁTOMO  Numerosas experiencias experiencias realizadas sobre la materia, llevaron a determinar que el átomo se puede dividir en partículas menores, aunque estas partículas menores ya no tienen capacidad de combinación, como tienen los átomos. Las partículas en que se pueden dividir un átomo, se llaman partículas subatómicas. Las tres partículas fundamentales son el protón, neutrón y electrón. Las características de estas partículas se resumen en la siguiente tabla: SIMBOLO PROTÓN   ELECTRON

CARGAS ELECTRICAS Positiva Positiva (+)   N Neutra (°) Negativa Negativa (-)

P+ NEUTRON

°

e-

MASA 1.67258 x 10 1.67258 x-2410 0.00091 x 10-24

De manera que, mientras la masa, del protón, es prácticamente igual a la masa del neutrón, los electrones casi no poseen masa. En cambio las cargas del protón y electrón son iguales, pero de signo contrario. En cada átomo hay una cantidad determinada de esas partículas. Naturalmente, como los átomos son eléctricamente eléctricamente neutros, debe existir en los mismos, igual número de protones que de electrones. En base a estas partículas, hay un conjunto de definiciones fundamentales para la química.  NÚMERO ATÓMICO DE UN ELEMENTO E LEMENTO Es el número de protones o de electrones que están presentes en un átomo neutro. El número atómico se representa con la letra Z. Así para el hidrógeno (H) el Z = 1. esto significa que el átomo de hidrógeno tiene un (1) protón y un (1) electrón. Para el oxígeno (O) el Z = 8. por lo tanto dicho átomo tiene ocho (8) protones y ocho (8) electrones. La importancia que tiene el número atómico, es que cada elemento se caracteriza por tener un número atómico fijo.  NÚMERO MASICO O NÚMERO DE MASA Es la suma de protones y neutrones que están presentes en el átomo. Se simboliza con la letra A. Por ejemplo, el número de masa para el oxígeno es: A = 16. significa que la suma de protones y neutrones es 16. Para indicar un elemento, su número atómico y número de masa, se utiliza.    

Número de masa Número atómico

E

A símbolo del elemento Z

23 Por ejemplo: ejemplo: Na significa que se trata trata del elemento sodio (Na), cuyo cuyo número de masa masa o número número 11 másico es de 23, y el número atómico es 11. De acuerdo a las definiciones de A y Z, se puede ver que:  Número de neutrones es = A - Z

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En el ejemplo del sodio, el número de neutrones es: A – Z = n°

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23 – 11 11 = 12

1 Para el hidrógeno se tiene: H. Como A y Z son iguales a uno, resulta que el átomo de hidrógeno tiene 1 un protón y ningún neutrón. 2 Pero también hay átomos de hidrógeno que responden a H. 1 3 eso significa que hay un neutrón (A  – Z). También existen átomos: H. Tiene 2 neutrones. 1 los tres tipos de átomos mencionados son del elemento hidrógeno (todos tienen Z = 1). Pero difieren en el número de neutrones. Se dice que los átomos son isótopos entre sí, cuando teniendo el mismo número atómico, poseen distinto número de masa. Los mencionados son isótopos entre sí. Isóbaros son átomos que teniendo el mismo número de masa, tiene diferente número atómicos. 3 3 Por ejemplo: He y H son isóbaros isóbaro s 2 1 En la naturaleza, los átomos de casi todos los elementos son una mezcla de los distintos isótopos. 1 2 3 Así en la naturaleza hay: H; H; H aunque el primero es el más abundante en la naturaleza. 1 1 1 2 2 en cada caso particular se le le ha dado a cada isótopo un nombre distinto: H se lo llama deuterio D 1 1 3 3 y al H tritio T 1 1 ETRUCTUR DEL ÁTOMO La pregunta natural es: ¿cómo están las partículas mencionadas ( P + ; °n ; e -) dentro del átomo? Básicamente, dentro del átomo hay una zona muy pequeña, que recibe el nombre de núcleo, que esta formado por neutrones y protones. A cierta distancia de ese núcleo hay zonas del espacio donde los electrones pasan la mayor parte del tiempo. A esas zonas se las llama orbitales. MODELO ATÓMICO DE BOHR  Las teorías de BOHR se pueden resumir en: Los electrones giran en ciertas órbitas circulares. Mientras están en esas órbitas no ganan ni  pierden energía. En cada órbita hay una energía definida. Cuando un electrón está en una órbita tiene la energía de esa órbita. Un electrón puede pasar de una órbita a la otra. Si está en una órbita de poca energía y pasa a otra de mayor energía, deberá absorber energía. En cambio, si pasa de una órbita de alta energía, a otra de menor energía, debe perder el exceso de energía que tenía. Con estos postulados, es fácil interpretar la absorción o emisión de energía (por ejemplo radiación. Si absorbe radiación: el electrón pasa a una órbita de mayor energía. Si emite radiación: el electrón pasa a una órbita de menor energía.

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RESULTADOS GENERADOS DE LA TEORIA DE BOHR  a) NÚMERO “n”: BOHR encontró que la energía de cada órbita era mayor cuanto más alejado del núcleo estaba. Así se puede hacer un esquema:

núcleo

1 2

3

El núcleo en el centro y las órbitas a su alrededor. Sé numerarlas órbitas comenzando por la más cercana al núcleo. Es la órbita 1, la que tiene menos energía. Al orden de la órbita se lo representa con la letra “n”. Así n = 3, significa la tercera órbita. Pero también ese valor de “n” representa energía. Si se compara una órbita con n = 5 con otra n = 2, esta última por estar más cerca del núcleo tiene menos energía. Ese número “n”, se llama número cuántico

 principal.  b) NÚMERO DE ELECTRONES POR ÓRBITA: BOHR, afirmo que cada órbita entraba como máximo un número de electrones que estaba dado por la formula 2 n 2. Así en la primer órbita (n = 1) entran 2 electrones. En la segunda (n =2) entran 8 electrones. En la tercera (n =3) entran 18 electrones. Por lo tanto, según BOHR, si un átomo tiene 20 electrones, la distribución debe ser: En la órbita n = 1 hay 2. restan 18. En la órbita n = 2 hay 8. con lo que restan ubicar 10. En la órbita n = 3 (que puede llegar a aceptar 18 electrones) se ubican los 10 restantes.

Como se verá luego, esto no es correcto. Poco a poco, estos hechos, fueron modificando las ideas de BOHR. Se sabe que en el último nivel con electrones no es posible encontrar más de ocho, por lo que si hacemos la distribución electrónica de un elemento como el 19 K aplicando la teoría de BOHR: 19

K= 2

 — 

8  —  8

 — 

1

1er  orbita 2da orbita 3ra orbita

4ta orbita

Para el 20 Ca, sería 2  — 8 — 10 según BOHR, que modificamos quedando 2  —  8  —  8  —  2. Luego que el la cuarta órbita entraron 2 electrones se sigue completando la órbita anterior (3 ra) hasta saturarla.

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CONCEPTO MODERNO DEL ÁTOMO Los electrones se encuentran la mayor parte del tiempo en ciertas zonas del átomo, zonas que se llaman orbitales. Por ese motivo se define como orbital a la zona del átomo donde hay gran posibilidad de encontrar al electrón. Dentro de un átomo hay diversos orbitales, cada uno con una energía determinada. Como hay orbitales que tienen la misma energía se ha definido: Subnivel: es el conjunto de orbitales de la misma energía.  Nivel: es un conjunto de subniveles, de energías similares. Si se ordenan los niveles de acuerdo a su energía (promedio) creciente, se tiene que el primer nivel es el de menor energía, el 2 do, de mayor, y así sucesivamente. Ese número que da el orden or den (1, 2, 3, ect.) se lo simboliza como “n” y es el equivalente al n° “n” del modelo de BOHR. Es necesario precisar cuántos subniveles tiene cada nivel, dentro de un átomo, como así también cuántos orbitales forman cada subnivel. Estudiando los distintos subniveles que hay en un átomo, se llega a que hay 4 tipos de subniveles. SUBNIVEL TIPO: (S). Son los que están formados f ormados por un solo orbital (que se llaman orbitales tipo “S”).

SUBNIVEL TIPO: (P). Son los que están formados f ormados por tres (3) orbitales de igual energía energía (a cada uno Se los llama orbitales tipo “P”).

SUBNIVEL TIPO: (D). Son los formados por cinco (5) orbitales de igual energía. SUBNIVEL TIPO: (F). Formados por siete (7) orbitales de igual energía. energía. En el siguiente cuadro se resume la cantidad de subniveles y electrones por nivel En el siguiente cuadro se representa la cantidad máxima de electrones por nivel y subnivel. ORBITALES

SUBNIVEL

1 2

S S P S P D S P D F

3 4

N° MAX POR  SUBNIVEL 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

 N° MÁX POR NIVEL 2 8 18 32

Como se observa, por ejemplo, en el nivel 2 hay un subnivel tipo S y otro subnivel tipo P. Pero también hay subniveles del tipo S y del tipo P en los niveles que siguen (3, 4). Por lo tanto, si se quiere hablar de uno de ellos en particular debe indicarse en que nivel y subnivel se hallan. Así se habla del subnivel “P” que se halla en el nivel 3.

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DIAGRAMA DE ENERGÍA

Consiste en colocar en el eje de energías. Cada orbital se representa por un segmento horizontal, que se coloca a la altura que corresponde en la escala de energía. Así se obtiene: ENERGÍA  —  —   —  —  —   —  —   —  —   — 3d  —  —   —  —  —   — 3p  —  3s

 —  —   —  —  —   — 2p  —  2s

1s  — 1s Este diagrama resume todo lo dicho anteriormente: por ejemplo el nivel 3, está formado por 3 subniveles; el primero con 1 sólo orbital, el segundo con 2 orbitales. FORMAS DE LOS ORBITALES Los orbitales tienen formas que responden a un tipo. Así la forma del orbital tipo S es una esfera. Orbital tipo “s”

En cambio la forma de los orbitales de tipo “p”. Esta formado por 3 orbitales; y cada orbital se

diferencian entre sí por su orientación en el espacio. X X

Z

X

Z Y Orbital PY

Z Y Orbital PX

Y Orbital PZ

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SPIN DEL ELECTRÓN E LECTRÓN En forma sencilla se puede imaginar al electrón como una esfera con carga que gira sobre sí misma.

Existen 2 sentidos de giro. Cuando se habla de 2 electrones con el mismo spin, se refiere a 2 electrones que giran en sentidos iguales.

IGUAL SPIN

En cambio spines opuestos, significa giro en sentido contrario.

SECUENCIA DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES REGLA DE LAS DIAGONALES La regla de las diagonales permite conocer el orden de orbitales según sus energías crecientes. Dicha regla establece que el orden de energía es según las flechas que se indican en el siguiente esquema. 1s 2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

 

5s

5p

5d

5f

 

6s

6p

6d

7s

7p

De manera que el orbital de menor energía es el 1s. Luego le siguen: 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, ect.

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA (CONFIGURACIÓN ELECTRÓNI E LECTRÓNICA) CA)

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La configuración electrónica del átomo, es la ubicación (detallada) de los electrones dentro de d e dichos átomos, en términos de niveles y subniveles de energía (o de orbitales). Por ejemplo, en el helio hay 2 electrones que se encuentran en el orbital de menor energía: 1s. Para expresar esto se escribe: 1 s 2, donde el supraíndice representa representa en número de electrones que hay en dicho orbital. Si los electrones ocupan varios orbitales se escriben un orbital tras otro, indicando cuántos electrones hay en cada uno de ellos. Para saber en que orbitales se encuentran los electrones se siguen una serie de reglas (llamadas  principios). PRINCIPIO DE MINIMA ENERGÍA Los electrones se encuentran, en forma estable, en los orbitales de menor energía posible. Ese átomo que tiene sus electrones con la mínima energía posible se dice que está en el estado fundamental. PRINCIPIO DE PAULI: (PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN) En cada orbital hay como máximo 2 electrones, teniendo esos electrones spines opuestos. Así en el orbital P x hay como máximo 2 electrones. Lo mismo en el P y y en el Pz. Eso significa que en los orbitales tipo “P” (que son 3) entran hasta 6 electrones.

Para cada tipo de orbitales, el número máximo de electrones es según la tabla. PRINCIPIO DE HUND (PRINCIPIO DE MÁXIMA EXPANSIÓN) Si hay 2 o más orbitales con la misma energía, los electrones se distribuyen distribuyen de manera man era que ocupan la mayor cantidad de orbitales posibles. Por ejemplo: en el subnivel “P” hay 3 orbitales (Px, Py, Pz) de la misma energía. Si hay electrones ubicados en el mismo subnivel se dan varias posibilidades. Se representa al electrón por una flecha, indicando que tiene uno u otro spin. E E E

 —  —   —  —   — 

(I)

 —  —   —  —   — 

(II)

 —  —   —  —  —   — 

subnivel P

(III)

La posibilidad (III) queda descartada, por el principio de PAULI, ya que este esquema aparecen 2 electrones en el mismo orbital y con el mismo spin. Los esquemas I y II respetan el principio de PAULI. Pero mientras que en el caso I se ocupa un orbital, en el caso II se ocupan 2 orbitales. El principio de HUND dice que la distribución correcta es la II, que emplea más orbitales que la I En forma convencional al primer orbital dibujado se lo llama P x, al 2° P y, al 3° Pz.  —   —   — 

Px Py Pz Para indicar que hay un electrón en P x y otro en Py se coloca P x1, Py1. Pero es de práctica común colocar P2 (sin distinguir un orbital P del otro).

2

Queda sobreentendido que al poner P , hay un electrón en uno de los P (P x) y el otro electrón en otro orbital P (Py).

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ELEMPLO DE APLICACIÓN DE LOS PRINCIPIOS Se quiere escribir la configuración electrónica del S 16. Se tiene que ubicar 16 electrones. Para saber el orden de energía se emplea la regla de las diagonales. El primer orbital es el 1 s, y allí se ubican 2 electrones (1 s 2). Quedan por ubicar 14 electrones. El siguiente en energía es el 2 s, donde se puede ubicar otros dos electrones (2 s 2). Quedan 12 electrones  por ubicar. Continúan los orbitales 2 p. Como se mencionó hay 3 orbitales 2 p, por lo que en total se ubican 6 electrones (2 p 6) quedando 6 electrones por ubicar. Continúa el 3 s con 2 electrones (3 s 2) restando 4 electrones. Esos 4 electrones se ubican en los orbitales 3 p (3 p 4). Ahora se escriben todos los orbitales en el orden mencionado quedando 1 s 2, 2 s2, 2 p6, 3 s2, 3 p4. Esta es la configuración configuración electrónica del átomo de azufre. Cuando se coloca 3 p 4 se sobreentiende que los electrones están repartidos en los 3 orbitales p, de tal forma que cumplen con los principios de PAULI y de HUND. COFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE IONES Cuando se considera al átomo neutro, se tiene igual número de protones que de electrones. Si se quita uno o más electrones del átomo queda una partícula positiva. La misma se llama ión  positivo o catión. En cambio si se añaden electrones al átomo neutro se obtiene una partícula negativa, llamada ión negativo o anión. Dichos iones se simbolizan de acuerdo a: Iones positivos o cationes n: número de electrones quitados Símbolo del elemento

E

n+

(ósea carga con la que queda el ion).

Iones negativos Símbolo del elemento

En-

n: número de electrones agregados (es decir cargas negativas con que queda El ión).

Así Na+, significa catión sodio: al átomo de sodio (neutro) se le quitó un electrón, quedando el ión con una carga positiva. O2-: anión oxígeno. Átomo de oxígeno (neutro) se le agregan 2 electrones, quedando el ión con dos cargas negativas.

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IMPORTANCIA DE LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Las propiedades químicas están en relación con las distribuciones electrónicas. Las propiedades químicas de un átomo están en directa relación con los electrones más externos. Cuando se habla de electrones más externos se refiere a: I) electrones electrone s ubicados en los orbitales S y P que pertenecen al nivel nivel ocupado de mayor  energía ( es decir los de mayor valor de “n”)

II) III)

Electrones ubicados en orbitales D, que pertenecen al nivel anterior al último nivel ocupado (o sea a n – 1). 1). Electrones colocados en orbitales F, que pertenecen al antepenúltimo nivel ocupado (nivel n – 2). 2).

Los siguientes ejemplos se subrayan los que son considerados “electrones externos”. Mayor valor de “n”

20 Ca: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 38 Sr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2 22 Ti: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2

4 5 4.

Los átomos que representan el mismo número de electrones externos, distribuidos en los mismos tipos de orbitales, presentan propiedades químicas similares. Así en los casos como el Ca y el Sr se observan que ambos tienen 2 electrones, ubicados en el mismo tipo de orbital (tipo S). Ambos el Ca y el Sr tienen propiedades similares. TABLA PERIÓDICA INTODUCIÓN. Desde hacía mucho tiempo se había observado que ciertos elementos tenían propiedades similares entre sí. Desde entonces se buscó clasificar a los mismos, de manera que quedaran agrupados los elementos con propiedades parecidas. La primera clasificación fue la división entre metales y no metales. Los metales son casi todos sólidos a temperatura ambiente, tienen brillo, conducen la corriente eléctrica y el calor, son maleables, dúctiles y tienden a formar óxidos básicos. Los no metales  presentan diversos estados físicos (sólido, líquido y gaseoso), en general son malos conductores del calor y la electricidad, no son dúctiles ni maleables, y forman óxidos ácidos. Luego se hicieron distintas clasificaciones, agrupando a los elementos con diversos criterios. Sin embargo la clasificación más completa se debe a D. MENDELEIEFF. LEY PERIÓDICA DE MENDELEIEFF Las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que varían con el peso atómico de una manera sistemática. sistemática. En base a esto, ordenó a los elementos conocidos según su peso atómico creciente. Así se tenía, por ejemplo, Li, Be, B, C, N, O, F, Na, Mg, Al,.... Por otro lado encontró que las propiedades del Li eran similares a la del Na. Las del Be similares a las del Mg. En cambio, las propiedades del B son similares a las del Al. Por eso los colocó encolumnados: Li, Be, B, C, N, O, F  Na, Mg, Al,……….