Unidad 2 Estructura de la materia y sistema periódico 2. A. Estructura electrónica de los átomos Materia y energía Materia es todo lo que tiene masa y ocupa espacio. Masa es una medida de la cantidad de materia de una muestra de cualquier material. Cuanto más masivo es un objeto, tanta más fuerza se necesita para ponerlo en movimiento. La energía se define como la capacidad para realizar trabajo o transferir calor. Puede clasificarse en dos tipos principales: energía cinética y energía potencial. La energía cinética es aquella que se debe al movimiento de un objeto. La energía potencial se debe a su posición, condición o composición. Los procesos exotérmicos son aquellos que disipan energía hacia los alrededores, por ejemplo, una combustión. Los procesos endotérmicos son aquellos que absorben la energía de sus alrededores, ejemplo, la fusión del hielo. Ecuación de Einstein La relación entre materia y energía está dada por la ecuación de Albert Einstein 𝐸 = 𝑚𝑐 2 Esta ecuación indica que la cantidad de energía que se desprende cuando la materia se transforma en energía es igual a la masa de materia transformada multiplicada por la velocidad de la luz al cuadrado. Ley de la conservación de la materia y de la energía: La cantidad combinada de materia y energía del universo es constante. Masa y peso Masa es la medida de la cantidad de materia que contiene un cuerpo, la masa de un cuerpo no varía si cambia su posición. El peso de un cuerpo es una medida de la atracción gravitacional de la Tierra por el cuerpo y varía con la distancia al centro de esta. Radiación electromagnética (concepto de onda) Todos los tipos de radiación electromagnética, o energía radiante, pueden describirse en términos de ondas. Para caracterizar cualquier onda, debemos especificar su longitud de onda. La longitud de onda, λ, es la distancia entre dos puntos idénticos adyacentes de la onda, por ejemplo, dos crestas adyacentes. La frecuencia es el número de crestas de la onda que pasan por un punto dado por unidad de tiempo. La radiación electromagnética es una forma de energía que se compone de campos eléctricos y magnéticos que varían de manera repetitiva. La luz visible sólo representa a un segmento muy estrecho del espectro de radiación electromagnética. La relación entre la longitud de onda y la frecuencia de la radiación electromagnética, con c redondeada a tres cifras significativas, es En ciertas condiciones, es posible describir la luz considerando que se compone de partículas, o fotones. Max Planck planteo que cada fotón de luz posee una cantidad específica (un cuanto) de energía. La cantidad de energía que posee un fotón depende de la frecuencia de la luz. La energía de un fotón de luz viene dada por la ecuación de Planck Constante de Planck, 6.62606896 x 10-34 J.s Dualidad onda-partícula (Einstein). Partícula-onda (Broglie) La idea de Einstein de que la luz podía exhibir propiedades tanto de ondas como de partículas condujo a Louis de Broglie a pensar que las partículas muy pequeñas, como los electrones, también podían exhibir, en ciertas condiciones, propiedades ondulatorias. En 1925, de Broglie predijo que una partícula de masa m y velocidad v debería tener una longitud de onda asociada a ella. El valor numérico de esta longitud de onda de Broglie está dado por Los electrones tienen propiedades ondulatorias. Átomo. Partículas fundamentales. La partícula más pequeña de un elemento que conserva su identidad química cuando se somete a cambios químicos o físicos recibe el nombre de átomo. Los átomos, y por consecuente, toda la materia, se componen principalmente de tres partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones, los cuales son los componentes fundamentales para la estructura atómica. El Ángstrom (Å) es una unidad de longitud, 1 x 10-10 m, que brinda una escala conveniente para expresar el radio de los átomos, el cual suele expresarse en picómetros. Los átomos son los componentes básicos de las moléculas y éstas son la forma estable de muchos elementos y compuestos. Números cuánticos. La mecánica cuántica, basada en las propiedades ondulatorias de la materia, describen el comportamiento de partículas muy pequeñas. La cuantización de la energía es una consecuencia de estas propiedades. Uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica es que no puede determinarse con precisión la trayectoria que siguen los electrones cuando se están moviendo alrededor del núcleo atómico. El principio de incertidumbre de Heisenberg: Los estados de energía permitidos de los átomos o moléculas pueden describirse mediante una serie de números llamados números cuánticos. El enfoque matemático de la mecánica cuántica implica el tratamiento del electrón en un átomo como una onda estacionaria. Una onda estacionaria es aquella que no viaja y, por lo tanto, tiene al menos un punto, llamado nodo, en el que su amplitud es de cero. El electrón puede describirse mediante el mismo tipo de matemática de onda estacionaria que se aplica a la cuerda de guitarra en vibración. En este enfoque, el electrón se caracteriza por una función de onda tridimensional, c. En un espacio alrededor del núcleo, sólo pueden existir ciertas “ondas”. Cada “onda permitida” recibe el nombre de orbital y corresponde a un estado estable de energía del electrón. El tratamiento mecánico cuántico de átomos y moléculas es en esencia matemático. Cada solución de la ecuación de onda de Schrödinger describe un estado de energía posible para los electrones de un átomo. Cada solución se describe utilizando una serie de números cuánticos. Estos orbitales atómicos, se deducen a partir de las soluciones de la ecuación de Schrödinger. Los orbitales se definen mediante los números cuánticos. Las funciones de onda, c, que describen los estados disponibles del único electrón del átomo de hidrógeno. Cada uno de los estados posibles se describe mediante cuatro números cuánticos. 1. El número cuántico principal, n, describe el nivel principal de energía, o capa que ocupa un electrón. Puede ser todo entero positivo: 2. En cada capa, existen subcapas o subniveles distintos con una forma característica. Mediante el número cuántico del momento angular, se designa un subnivel, o una forma específica del orbital atómico que puede ocupar un electrón. Este número, puede tomar valores enteros que van desde 0 hasta (n-1). Cada letra corresponde a un subnivel (subcapa) diferente y a un orbital con forma distinta: 3. Los orbitales que conforman cierta subcapa difieren en su orientación espacial, pero no en su energía. El número cuántico magnético designa a un orbital específico en una subcapa. 4. El número cuántico del espín, ms, se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo magnético que genera este giro. Para cada serie de valores de n, l, y m, ms puede tomar el valor de Niveles y subniveles de energía. Modelo atómico de Schrödinger. Describimos a un orbital s diciendo que tiene simetría esférica; esto es, que es redondo. Están asociadas con los orbitales atómicos 1s, 2s, 3s… A partir de la segunda capa, cada capa también tiene una subcapa p, definida por, l=1. Cada una de estas subcapas consta de tres orbitales atómicos p, que corresponden a los tres valores permitidos de m, (-1, 0 y +1) cuando l=1. Estos se conocen como orbitales 2p, 3p, 4p, 5p… A partir de la tercera capa, cada orbital también tiene una tercera subcapa (l=2) que se compone de cinco orbitales atómicos d (m= -2, -1, 0, +1, +2). Se designan como 3d, 4d, 5d… para indicar la capa en que se encuentran. La cuarta capa y las capas más grandes, también hay cuatro subcapas, que tienen siete orbitales atómicos f No se conocen elementos en los que los orbitales g (l=4) estén ocupados en sus estados fundamentales. Sin embargo, estos orbitales pueden estar ocupados en algunos estados excitados. El tamaño de los orbitales aumenta al mismo tiempo que lo hace n. Generalizaciones acerca del tamaño de los orbitales: 1. En cualquier átomo, todos los orbitales del mismo número cuántico principal n son de tamaño semejante. 2. En un átomo, los valores grandes de n corresponden a orbitales de mayor tamaño. 3. Cada orbital con un valor dado de n se vuelve más pequeño conforme aumenta la carga nuclear. El número cuántico ms tiene dos valores posibles, +1/2 y -1/2, cada orbital atómico, definido por los valores de n, l, y m, tiene capacidad para alojar a dos electrones. El movimiento de los electrones genera campos magnéticos y estos pueden interactuar entre sí. Dos electrones que ocupan el mismo orbital con valores opuestos de ms se dice que tienen espines apareados. El número cuántico principal n indica la capa principal. El número de subcapas por capa es igual a n, el número de orbitales atómicos por capa es igual a n2 y el máximo número de electrones por capa es 2n2, debido a que cada orbital atómico puede alojar a dos electrones. Configuración electrónica. La función de onda de un átomo describe en forma simultánea de todos los electrones en el átomo. La nube de electrones de un átomo se considera como la superposición de nubes de carga u orbitales, que provienen de los electrones individuales. La distribución electrónica que describiremos para cada átomo recibe el nombre de configuración electrónica del estado fundamental. Ésta corresponde al átomo aislado en su estado energético más bajo, o estado no excitado. Para determinar estas configuraciones utilizaremos como guía el principio de Aufbau: a que cada orbital atómico puede alojar a dos electrones. Cada átomo “se construye” 1) agregando el número adecuado de protones y neutrones al núcleo como lo especifican el número atómico y el número de masa y 2) agregando el número necesario de electrones a orbitales en forma tal que el átomo tenga la menor energía total. La estructura electrónica de los átomos se rige por el principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Indicaremos a los orbitales atómicos como _ y mostramos un electrón desapareado como ↑ y electrones con espín apareado como ↑↓. A medida que llenamos los orbitales 3d, del Sc al Zn, vemos que estos no se llenan de manera regular. A medida que se van llenando los orbitales 3d, sus energías son más parecidas a la del orbital 4s y a final de cuentas se vuelven más bajas. La configuración del Cr sólo tiene un electrón en el orbital 4s, [Ar]4s 1 3d5. Para este elemento, la energía de los orbitales 4s y 3d es casi la misma. Cuando los átomos de metales de transición están enlazados a otro tipo de átomos o moléculas, la configuración electrónica se vuelve más sencilla en cuanto a que el orbital d se llena primero y luego lo hace el orbital s que le sigue de mayor energía. Paramagnetismo y diamagnetismo Las sustancias paramagnéticas tienen electrones desapareados y los campos magnéticos las atraen débilmente. En contraste, las sustancias diamagnéticas tienen electrones apareados y los campos magnéticos las repelen muy débilmente. El paramagnetismo por mol aumenta con el incremento de electrones desapareados por unidad formular. El hierro, cobalto y níquel son los únicos que exhiben ferromagnetismo. Esta propiedad hace que una sustancia se mantenga magnetizada en forma permanente cuando se coloca en un campo magnético. Sucede cuando los espines de los electrones orientados al azar se alinean por sí mismos en un campo aplicado. 2. B. Periodicidad Tabla periódica. Grupos y Períodos. Si ordenamos los elementos según su número atómico creciente, periódicamente encontramos elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su número atómico. Las columnas reciben el nombre de grupos o familias, y las líneas horizontales, el de periodos. Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas semejantes, y las propiedades de los elementos de un periodo cambian de manera progresiva al recorrer la tabla. Elementos s, p, d y f. Podemos clasificar a los elementos de acuerdo con su configuración electrónica: • • • • Gases nobles. Salvo el helio, estos elementos tienen ocho electrones en su capa más externa ocupada, la cual se puede representar mediante la configuración electrónica… ns 2np6. En el grupo 8A, no se conocían reacciones químicas para estos elementos. Ahora sabemos que los miembros más pesados son capaces de formar compuestos, en su mayoría con flúor y oxígeno. Elementos representativos. Los grupos A de la tabla periódica reciben el nombre de elementos representativos. Su “último” electrón se asigna a un orbital externo de tipo s o p. Elementos de transición d. Los elementos de los grupos B son metales y se caracterizan por la ocupación con electrones de los orbitales d; en otras palabras, los elementos de transición d tienen electrones en los orbitales ns y (n-1)d, pero no en orbitales np. Elementos de transición f. Conocidos como elementos de transición interna, son elementos en los cuales se añaden electrones en los orbitales f. Todos son metales. Carga nuclear efectiva. Efecto pantalla. La carga nuclear efectiva, Zef, que experimenta un electrón de una capa más externa es menor que la carga nuclear real, Z, lo cual se debe a que la atracción de los electrones de la capa más externa por el núcleo queda compensada de manera parcial por la repulsión entre los electrones de la capa más externa y los electrones de las capas internas. Decimos que los electrones de las capas internas sirven de pantalla, o protegen, a los electrones de las capas más externas del efecto total de la carga nuclear. Este concepto es lo que se conoce como efecto pantalla, o de protección. Propiedades periódicas. Radio atómico El tamaño de un átomo está determinado por su entorno inmediato, en especial por su interacción con los átomos que lo rodean. Conforme recorremos en forma horizontal la tabla periódica, los átomos se vuelven más pequeños debido al incremento de la carga nuclear efectiva, aunque estén siendo añadidos más electrones. El protón extra presente en el núcleo aporta atracción adicional para “jalar” a los cuatro electrones más externos hacia el núcleo. El radio de todos los elementos de transición es más pequeño que el de los elementos de los grupos 1A y 2A. Energía de ionización La primera energía de ionización (EI1) es la cantidad mínima de energía que se necesita para separar al electrón menos fuertemente unido de un átomo gaseoso aislado para formar un ion con carga +1. La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de energía que se necesita para separar el segundo electrón. Para un elemento dado, EI2 siempre es mayor que EI1 porque es más difícil separar un electrón con carga negativa de un ion con carga positiva que del correspondiente átomo neutro. Con la energía de ionización se mide cuán unidos están los electrones en los átomos. Una energía de ionización baja indica que los electrones se remueven fácilmente y, por lo tanto, que los iones positivos (cationes) se forman fácilmente. Conforme descendemos por el grupo, la primera energía de ionización se vuelve más pequeña y la fuerza de atracción que ejerce el núcleo con carga positiva por los electrones disminuye conforme aumenta el cuadrado de la distancia entre ellos. Por esta razón, a medida que aumenta el radio atómico en un grupo dado, la primera energía de ionización disminuye porque los electrones más exteriores están más alejados del núcleo. El incremento de la carga nuclear efectiva causa que los electrones más externos sean atraídos con mayor intensidad, lo cual hace que sean más difíciles de eliminar. • • • Los elementos que poseen baja energía de ionización forman cationes (pierden e-) Los elementos que tienen valores de energía de ionización intermedios forman compuestos moleculares (comparten e-) Los elementos que poseen energía de ionización muy alta (grupos 6A y 7A) forman aniones (ganan e-) Afinidad electrónica La afinidad electrónica (AE) de un elemento puede definirse como la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ion de carga -1. Se asigna un valor positivo cuando se absorbe energía y un valor negativo cuando se libera. Siempre se requiere energía para acercar una carga negativa (electrón) a otra carga negativa (anión). Así que la adición de un segundo electrón a un anión -1 para formar un ion con carga -2 siempre es endotérmica. Por lo tanto, las afinidades electrónicas de los aniones siempre serán positivas. Radio iónico Muchos elementos de la parte izquierda de la tabla periódica reaccionan con otros elementos perdiendo electrones para formar iones con carga positiva. Las especies isoelectrónicas tienen igual número de electrones. Al comparar dichas especies se encuentra que a medida que la carga nuclear es más grande el radio atómico se vuelve más pequeño. • a mayor carga +, menor radio • a mayor carga -, mayor radio 1. Los iones sencillos con carga positiva (cationes) siempre son más pequeños que los átomos neutros de los que provienen. 2. Los iones sencillos con carga negativa (aniones) siempre son más grandes que los átomos neutros de los que provienen. 3. El tamaño de cationes y de aniones aumenta al descender por un grupo. 4. En una serie isoelectrónica, los radios disminuyen con el incremento del número atómico a causa del aumento de la carga nuclear. Electronegatividad La electronegatividad (EN) de un elemento es una medida de la tendencia relativa de un átomo a atraer electrones hacia sí mismo cuando está combinado químicamente con otro átomo. • Los no metales suelen ganar electrones para formar aniones. Aumenta la electronegatividad, se forman aniones más estables. • Los metales suelen perder electrones para formar cationes. Disminuye la electronegatividad, se forman cationes más estables. La electronegatividad de los elementos se expresa en una escala un poco arbitraria, llamada escala de Pauling. La electronegatividad del flúor (4.0) es la mayor de todos los elementos, seguido por el oxígeno, cloro y nitrógeno. El Cs y el Fr son los elementos con menor electronegatividad. El elemento menos electronegativo cede su electrón(es) al elemento más electronegativo. ---------------------------------------------------------------------------------------------------------
