UNIDAD I. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA INORGÁNICA

Tema I Materia y medida. 1. Introducción: el alcance de la química. 2. El método científico. 3. Clasificaciones de la materia. 4. Propiedades de la materia. 5. Unidades de medida. 6. El manejo de los números. 7. Conversión de unidades.

Tema II Estructura electrónica de los átomos. 1. Teoría atómica. 2. Estructura atómica. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. y Bissonnette, C. (2011). Química General. Principios y

aplicaciones modernas (10a. ed.). Madrid: Pearson Educación, S.A. pp. 1-33.

TEMA I

MÉTODO CIENTÍFICO

La ciencia se diferencia de otros campos del saber en el método que utilizan los científicos para adquirir conocimientos y en el significado especial de estos conocimientos. Los conocimientos científicos se pueden utilizar para explicar fenómenos naturales y, a veces, para predecir acontecimientos futuros.

El método científico se originó en el siglo XVII con personas como Galileo, Francis Bacon, Robert Boyle e Isaac Newton. La clave del método es que no se hacen suposiciones iniciales, sino que se llevan a cabo observaciones minuciosas de los fenómenos naturales. Cuando se han hecho observaciones suficientes como para que comience a emerger un patrón de comportamiento, se formula una generalización o ley natural que describa el fenómeno. Las leyes naturales son proposiciones concisas, frecuentemente en forma matemática, acerca del comportamiento de la naturaleza. El proceso de observaciones que conducen a una proposición de carácter general o ley natural recibe el nombre de razonamiento inductivo. Por ejemplo, en los comienzos del siglo XVI el astrónomo polaco Nicolás Copérnico (1473-1543), basándose en un estudio cuidadoso de las observaciones astronómicas, concluyó que el planeta Tierra se mueve alrededor del Sol según una órbita circular, aunque en aquella época se enseñaba, sin ninguna base científica, que el Sol y los otros cuerpos celestes giraban alrededor de la Tierra. Podemos considerar la proposición de Copérnico como una generalización o ley natural. Otro ejemplo de ley natural es la desintegración radiactiva que establece el tiempo que tardará una sustancia radiactiva en perder su actividad. El éxito de una ley natural depende de su capacidad para explicar las observaciones y predecir nuevos fenómenos. El trabajo de Copérnico alcanzó un gran éxito porque Copérnico fue capaz de predecir las posiciones futuras de los planetas con más precisión que sus contemporáneos. Sin embargo, no debemos considerar una ley natural como una verdad absoluta. Futuros experimentos pueden obligarnos a modificar la ley. Medio siglo después, Johannes Kepler mejoró las ideas de Copérnico mostrando que los planetas no describen órbitas circulares sino elípticas. Para verificar una ley natural el científico diseña experimentos, para ver si las conclusiones que se deducen de la ley natural concuerdan con los resultados experimentales.

Una hipótesis es un intento de explicación de una ley natural. Si la hipótesis es consistente con las pruebas experimentales, se la denomina teoría. Sin embargo, podemos utilizar este término en un sentido más amplio. Una teoría es un modelo o una manera de examinar la naturaleza que puede utilizarse para explicar los fenómenos naturales y hacer predicciones sobre los mismos. Cuando se proponen teorías diferentes o contradictorias, se elige generalmente la que proporciona las mejores predicciones. También se prefiere la teoría que requiere el menor número de suposiciones, es decir, la teoría más simple. Cuando pasa el tiempo y se acumulan nuevas evidencias experimentales, la mayor parte de las teorías científicas se modifican y algunas se desechan. El método científico es la combinación de las observaciones y experimentos junto con la formulación de leyes, hipótesis y teorías. El método científico se ilustra mediante el diagrama de flujo de la Figura 1.1. A veces los científicos desarrollan un patrón de pensamiento en su campo del saber, conocido como un paradigma, cuyo éxito es grande al principio, pero después no lo es tanto. Puede ser necesario un nuevo paradigma. De alguna manera, el método de búsqueda que denominamos método científico es también un paradigma, y hay quien piensa que también necesita ser cambiado. Es decir, las distintas actividades de los científicos modernos son más complejas que la simple descripción del método científico aquí descrito. En cualquier caso, el éxito científico no está garantizado si simplemente se siguen una serie de procedimientos semejantes a los de un libro de cocina. Otro factor en el descubrimiento científico es la suerte. Muchos descubrimientos se han hecho de forma accidental. Por ejemplo, en 1839, el inventor americano Charles Goodyear estaba investigando un tratamiento para el caucho natural que lo hiciese menos frágil en frío y menos pegajoso en caliente. En el transcurso de su trabajo, derramó por accidente una mezcla de caucho y azufre sobre una placa caliente y descubrió que el producto resultante tenía exactamente las propiedades que estaba buscando. Otros descubrimientos casuales han sido los rayos X, la radiactividad y la penicilina. Por tanto, científicos e inventores necesitan estar siempre alerta ante las observaciones inesperadas. Quizás nadie ha sido más consciente de esto que Louis Pasteur, que escribió «La casualidad favorece a la mente que está preparada».

PROPIEDADES DE LA MATERIA «La química es la ciencia que trata de la composición y propiedades de la materia». La materia es todo lo que ocupa espacio, tiene una propiedad llamada masa y posee inercia. Todos los objetos que vemos a nuestro alrededor son objetos materiales. La composición se refiere a las partes o componentes de una muestra de materia y a sus proporciones relativas. Las propiedades son las cualidades y atributos que podemos utilizar para distinguir una muestra de materia de otra. Las propiedades de la materia se agrupan generalmente en dos amplias categorías: propiedades físicas y propiedades químicas. Una propiedad física es una propiedad que una muestra de materia tiene mientras no cambie su composición. En una transformación física pueden cambiar algunas de las propiedades físicas de la muestra de materia pero su composición permanece inalterada. En una transformación química o reacción química, una o más muestras de materia se convierten en nuevas muestras con composiciones diferentes. Por tanto, la clave para identificar una transformación química es observar un cambio en la composición. Una propiedad química es la capacidad (o incapacidad) de una muestra de materia para experimentar un cambio en su composición bajo ciertas condiciones.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

La materia está formada por unas unidades diminutas denominadas átomos. Un elemento químico es una sustancia formada por un solo tipo de átomos. Actualmente, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) reconoce 112 elementos y ¡toda la materia está formada únicamente por estos 112 tipos de átomos! En la naturaleza podemos encontrar aproximadamente 90 de estos elementos. El resto no aparecen de forma natural y solamente podemos obtenerlos artificialmente. Los compuestos químicos son sustancias en las que se combinan entre sí los átomos de diferentes elementos. Los científicos han identificado millones de compuestos químicos diferentes. En algunos casos podemos aislar una molécula de un compuesto. Una molécula es la entidad más pequeña posible en la que se mantienen las mismas proporciones de los átomos constituyentes que en el compuesto químico. La composición y las propiedades de un elemento o compuesto son uniformes en cualquier parte de una muestra, o en muestras distintas del mismo elemento o compuesto. Los elementos y compuestos se denominan sustancias (En sentido químico, el término sustancia debe utilizarse solamente para elementos y compuestos). Una mezcla de sustancias puede variar en composición y propiedades de una muestra a otra. Cuando una mezcla es uniforme en composición y propiedades en cualquier parte de una muestra determinada se dice que es una mezcla homogénea o una disolución. En las mezclas heterogéneas, como la formada por arena y agua, los componentes se separan en zonas diferenciadas. Por tanto, la composición y las propiedades físicas varían de una parte a otra de la mezcla. La Figura 1.4 muestra un esquema para clasificar la materia en elementos y compuestos y en mezclas homogéneas y heterogéneas.

Separaciones de mezclas: Los componentes de una mezcla pueden separarse mediante transformaciones físicas adecuadas. Descomposición de compuestos: Un compuesto químico mantiene su identidad durante las transformaciones físicas pero puede descomponerse en sus elementos constituyentes por medio de transformaciones químicas. Es más difícil descomponer un compuesto en sus elementos constituyentes que la mera separación física de las mezclas. Generalmente es más fácil convertir un compuesto en otros compuestos mediante reacción química que separar un compuesto en sus elementos constituyentes. Estados de la materia: La materia suele encontrarse en uno de los tres estados, sólido, líquido o gas. En un sólido, los átomos o moléculas están en contacto próximo, a veces en disposiciones muy organizadas que se llaman cristales. Un sólido tiene una forma definida. En un líquido, los átomos o moléculas están generalmente separados por distancias mayores que en un sólido. El movimiento de estos átomos o moléculas proporciona al líquido una de sus propiedades más características: la capacidad de fluir cubriendo el fondo y adoptando la forma del recipiente que lo contiene. En un gas, las distancias entre átomos o moléculas son mucho mayores que en un líquido. Un gas siempre se expande hasta llenar el recipiente que lo contiene. Dependiendo de las condiciones, una sustancia puede existir solo en uno de los estados de la materia, o puede estar en dos o tres estados.

MEDIDA DE LAS PROPIEDADES DE LA MATERIA. UNIDADES SI La química es una ciencia cuantitativa. Esto significa que en muchos casos podemos medir una propiedad de una sustancia y compararla con un patrón que tenga un valor conocido de la propiedad. Expresamos la medida como el producto de un número y una unidad. La unidad indica el patrón con el que hemos comparado la cantidad medida. El sistema científico de medidas se llama Système Internationale d'Unités (Sistema Internacional de Unidades) y de forma abreviada SI. Es una versión moderna del sistema métrico, un sistema basado en la unidad de longitud llamada metro (m). El sistema SI es un sistema decimal. Las magnitudes que difieren de la unidad básica en potencias de diez se indican por medio de prefijos escritos antes de la unidad básica.

Prefijo Abreviatura Significado Ejemplo

Yotta- Y 1024 1 yottametro (Ym)= 1x1024 m

Zetta- Z 1021 1 zettametro (Zm)= 1x1021 m

Exa- E 1018 1 exametro (Em)= 1x1018 m

Peta- P 1015 1 petametro (Pm)= 1x1015 m

Tera- T 1012 1 terametro (Tm)= 1x1012 m

Giga- G 109 1 gigametro (Gm)= 1x109 m

Mega- M 106 1 megametro (Mm)= 1x106 m

Kilo- k 103 1 kilómetro (km)= 1x103 m

Hecto- h 102 1 hectómetro (hm)= 1x102 m

Deca- da 101 1 decámetro (dam)= 1x101 m

Deci- d 10-1 1 decímetro (dm)= 1x10-1 m

Centi- c 10-2 1 centímetro (cm)= 1x10-2 m

Mili- m 10-3 1 milímetro (mm)= 1x10-3 m

Micro- μ 10-6 1 micrómetro (μm)= 1x10-6 m

Nano- n 10-9 1 nanómetro (nm)= 1x10-9 m

Pico- p 10-12 1 picómetro (pm)= 1x10-12 m

Femto- f 10-15 1 femtometro (fm)= 1x10-15 m

Atto- a 10-18 1 attometro (am)= 1x10-18 m

Zepto- z 10-21 1 zeptometro (zm)= 1x10-21 m

Masa: es la magnitud que mide la materia de un objeto. Peso es la fuerza con que la gravedad actúa sobre un objeto. Es directamente proporcional a la masa como se muestra en las ecuaciones siguientes:

W α m y W = g × m

Un objeto material tiene una masa constante (m), que no depende de cómo o dónde se mida. Por otra parte, su peso (W) puede variar debido a que la aceleración de la gravedad (g) varía un poco de unos puntos de la Tierra a otros. Así, un objeto que pesa 100,0 kg en San Petersburgo (Rusia), pesa solo 99,6 kg en Panamá (alrededor de un 0,4 por ciento menos). El mismo objeto pesaría solo unos 17 kg en la Luna. Aunque el peso varía de un lugar a otro, la masa del objeto es la misma en los tres lugares. Con frecuencia los términos peso y masa se utilizan de forma indistinta, pero solamente la masa es la medida de la cantidad de materia. Un dispositivo habitual en el laboratorio para medir la masa es la balanza. El principio que se utiliza en la balanza es el de contrarrestar la fuerza con que actúa la gravedad sobre una masa desconocida con una fuerza de igual magnitud que puede medirse con precisión. En las balanzas electrónicas, la fuerza que contrarresta a la gravedad es una fuerza magnética producida por el paso de una corriente eléctrica a través de un electroimán. Primero se equilibra la balanza cuando no hay ningún objeto sobre el plato. Cuando el objeto a pesar se coloca en el plato, la balanza se desequilibra. Para recuperar el equilibrio se debe hacer pasar por el electroimán una corriente eléctrica adicional. La magnitud de esta corriente adicional es proporcional a la masa del objeto que se está pesando y se establece su equivalencia con una lectura de masa que aparece en la escala de la balanza. Temperatura: para constituir una escala de temperatura se establecen arbitrariamente ciertos puntos fijos e incrementos de temperatura denominados grados. Dos puntos fijos habituales son la temperatura a la que funde el hielo y la temperatura a la que el agua hierve, ambos a la presión atmosférica estándar. En la escala Celsius el punto de fusión del hielo es 0 °C, el punto de ebullición del agua es 100 °C, y el intervalo entre ambos se divide en 100 partes iguales llamadas grados Celsius. En la escala de temperaturas Fahrenheit el punto de fusión del hielo es 32 °F, el punto de ebullición del agua es 212 °F, y el intervalo entre ambos se divide en 180 partes iguales llamadas grados Fahrenheit. La escala de temperaturas SI se denomina escala Kelvin y asigna el valor cero a la temperatura más baja posible. Este cero, 0 K, tiene lugar a -273,15 °C. Los factores 9/5 y 5/9 aparecen porque la escala Celsius utiliza 100 grados entre los dos puntos de referencia mientras que la escala Fahrenheit utiliza 180 grados: 180/100 = 9/5 y 100/180 = 5/9. Las ecuaciones algebraicas que se dan a continuación permiten llevar a cabo con facilidad las conversiones de temperatura:

Kelvin a partir de Celsius: T(K) = t(°C) + 273,15

Fahrenheit a partir de Celsius: t(°F) =

t(°C) + 32

Celsius a partir de Fahrenheit: t(°C) =

[t(°F) – 32]

Unidades derivadas: Las siete unidades que aparecen en la Tabla 1.1 son las unidades SI de las magnitudes fundamentales: longitud, masa, tiempo, etc. Muchas propiedades se expresan mediante combinaciones de estas magnitudes básicas o fundamentales. Las unidades de estas propiedades se denominan unidades derivadas. Por ejemplo, la velocidad es una distancia dividida por el tiempo necesario para recorrerla. La unidad de velocidad es la de longitud dividida por tiempo, como m/s o m s-1.

Una medida importante que los químicos expresan mediante unidades derivadas es el volumen. El volumen tiene unidades de (longitud)3 y la unidad SI de volumen es el metro cúbico (m3). Las unidades de volumen más frecuentes son el centímetro cúbico (cm3) y el litro (L). El litro se define como el volumen de 1000 cm3, por lo que un mililitro (1mL) es igual a 1 cm3. El litro es también igual a un decímetro cúbico (1 dm3).

LA DENSIDAD, LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y SU UTILIZACIÓN EN LA RESOLUCIÓN DE

PROBLEMAS

Densidad: ahí va un antiguo acertijo: «¿que pesa más una tonelada de ladrillos o una tonelada de plumas?» Si responde que lo mismo, demuestra comprender bien el significado de masa: una medida de la cantidad de materia. Los que respondan que los ladrillos pesan más que las plumas confunden los conceptos de masa y densidad. La materia está más concentrada en un ladrillo que en una pluma, es decir, la materia del ladrillo está confinada en un volumen menor. Los ladrillos son más densos que las plumas. La densidad es la razón de masa y volumen.

densidad (d) = m s

v ume

La masa y el volumen son magnitudes extensivas. Una magnitud extensiva depende del tamaño de la muestra observada. Sin embargo, si se divide la masa de una sustancia por su volumen, se obtiene la densidad, una magnitud intensiva. Una magnitud intensiva es independiente del tamaño

de la muestra observada. Por tanto, la densidad del agua pura a 25 °C tiene un valor determinado, sea la de una muestra contenida en un matraz pequeño (masa pequeña/volumen pequeño) o la que llena una piscina (masa grande/volumen grande). Las propiedades intensivas son especialmente importantes en los estudios de química porque suelen utilizarse para identificar sustancias. La masa de 1,00 L de agua a 4 °C es 1,00 kg. La densidad del agua a 4 °C es 1000 g/1000 mL = 1,00 g/ mL. A 20°C, la densidad del agua es 0,9982 g/mL. La densidad es una función de la temperatura porque el volumen cambia con la temperatura mientras que la masa permanece constante. Uno de los motivos por los que preocupa el calentamiento de la Tierra es porque si la temperatura media del agua del mar aumenta, el agua será menos densa. El volumen del agua del mar aumentará y el nivel del mar se elevará, sin considerar que el hielo continental funda. La densidad de una sustancia depende, además de la temperatura, del estado de la materia. En general, los sólidos son más densos que los líquidos y ambos son más densos que los gases. Sin embargo, existen coincidencias importantes. A continuación se dan los intervalos de los valores numéricos generalmente observados para las densidades. Estos datos pueden ser útiles para resolver problemas.

• De sid des de só id s: desde 0,2 g/cm3 h st 20 g/cm3. • De sid des de íquid s: desde 0,5 g/mL hasta 3-4 g/mL. • De sid des de g ses: m y rí de rde de u s p c s gr m s p r itr .

En general las densidades de los líquidos se conocen con más precisión que las de los sólidos (que pueden tener defectos en su estructura microscópica). Las densidades de los elementos y los compuestos también se conocen con más precisión que las de los materiales con composición variable (como la madera o el caucho). Hay varias consecuencias importantes de las diferentes densidades de sólidos y líquidos. Un sólido insoluble que flote en un líquido es menos denso que el líquido, y desplaza una masa de líquido igual a su propia masa. Un sólido insoluble que se hunda hasta el fondo en un líquido es más denso que el líquido, y desplaza un volumen de líquido igual a su propio volumen. Los líquidos inmiscibles entre sí, se separan en dos capas distintas, con el líquido más denso en el fondo y el menos denso encima.

LA INCERTIDUMBRE EN LAS MEDIDAS CIENTÍFICAS Todas las medidas están sometidas a error. Los instrumentos de medida están construidos de modo que se producen errores inherentes, denominados errores sistemáticos. Las limitaciones en la habilidad del experimentador o en la capacidad para leer un instrumento científico también conducen a errores y dan resultados que pueden ser demasiado altos o demasiado bajos. Estos errores se denominan errores accidentales. La precisión se refiere al grado de reproducibilidad de la magnitud medida, esto es, la proximidad de los resultados cuando la misma cantidad se mide varias veces. La precisión de una serie de medidas es alta, o buena, si cada una de las medidas se desvía solamente una pequeña cantidad del valor medio. A la inversa, si hay una desviación grande entre las medidas, la precisión es poca, o baja. La exactitud se refiere a la proximidad de una medida a un valor aceptable, o valor «real». Las medidas de precisión alta no siempre son exactas, ya que podría existir un error sistemático grande.

CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Cifras significativas en los cálculos numéricos: El resultado de una multiplicación o una división puede tener como máximo tantas cifras significativas como la magnitud que se conoce con menor precisión en el cálculo.

Al sumar y restar números la regla que se aplica es la siguiente: El resultado de la suma o la resta debe expresarse con el mismo número de cifras decimales que la magnitud con menos cifras decimales.

Puede considerarse que los números exactos tienen un número ilimitado de cifras significativas.

Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. y Bissonnette, C. (2011). Química General. Principios y aplicaciones modernas (10a. ed.). Madrid: Pearson Educación, S.A. pp. 34-50 y pp. 294-349.

UNIDAD I. TEMA II: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

LOS PRIMEROS DESCUBRIMIENTOS QUÍMICOS Y LA TEORÍA ATÓMICA

La química se ha desarrollado desde hace mucho tiempo aunque los que la utilizaban estuvieron mucho más interesados en sus aplicaciones que en sus principios fundamentales. Los altos hornos para la extracción del hierro a partir de minerales de hierro aparecieron muy pronto, hacia el año 1300 d. C. y algunos productos químicos importantes, como el ácido sulfúrico (aceite de vitriolo), ácido nítrico (agua fuerte) y sulfato de sodio (sal de Glauber) ya eran bien conocidos y utilizados hace cientos de años. Antes del final del siglo XVIII, ya se habían aislado los principales gases de la atmósfera, nitrógeno y oxígeno, y se habían propuesto leyes naturales para describir el comportamiento físico de los gases. Sin embargo, no puede decirse que la química entra en la edad moderna hasta que se explica el proceso de combustión. En esta sección analizamos la relación directa entre la explicación de la combustión y la teoría atómica de Dalton.

Ley de la conservación de la masa: El proceso de combustión (algo que arde) nos resulta tan familiar, que es difícil darse cuenta de que supuso un difícil enigma para los primeros científicos. En 1774, Antoine Lavoisier (1743-1794) realizó un experimento calentando un recipiente de vidrio cerrado que contenía una muestra de estaño y aire. Encontró que la masa antes del calentamiento (recipiente de vidrio + estaño + aire) y después del calentamiento (recipiente de vidrio + estaño calentado + el resto de aire), era la misma. Mediante experimentos posteriores demostró que el producto de la reacción, estaño calentado (óxido de estaño), consistía en el estaño original junto con parte del aire. Experimentos como éste demostraron a Lavoisier que el oxígeno del aire es esencial para la combustión y le llevaron a formular la ley de conservación de la masa: 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.

Ley de la composición constante: En 1799, Joseph Proust (1754-1826) estableció que «Cien libras de cobre, disuelto en ácido sulfúrico o nítrico y precipitado por carbonato de sodio o potasio, producen invariablemente 180 libras de carbonato de color verde». Esta observación y otras similares constituyeron la base de la ley de la composición constante, o la ley de las proporciones definidas: Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.

La teoría atómica de Dalton: En el período desde 1803 hasta 1808, John Dalton, un maestro inglés, utilizó las dos leyes fundamentales de las combinaciones químicas que acabamos de describir, como base de una teoría atómica. Su teoría se basó en tres supuestos. 1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indivisibles denominadas átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una transformación química.

2. Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propiedades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los del resto de los elementos. 3. En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una proporción numérica sencilla: por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo de A con dos átomos de B (AB2). Si los átomos de un elemento son indestructibles (supuesto 1), entonces los mismos átomos deben estar presentes después de una reacción química. La masa total permanece invariable. La teoría de Dalton explica la ley de conservación de la masa. Si todos los átomos de un elemento tienen una misma masa (supuesto 2) y si los átomos se unen en proporciones numéricas fijas (supuesto 3), la composición centesimal de un compuesto debe tener un único valor, independientemente del origen de la muestra analizada. La teoría de Dalton también explica la ley de la composición constante. Como todas las buenas teorías, la teoría atómica de Dalton condujo a una predicción, la ley de las proporciones múltiples: 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. Las masas relativas características de los átomos de los diferentes elementos se conocen como pesos atómicos y a lo largo del siglo XIX los químicos trabajaron para establecer valores fiables de los pesos atómicos relativos. Sin embargo, los químicos dirigieron su atención principalmente al descubrimiento de nuevos elementos, sintetizando nuevos compuestos, desarrollando técnicas para analizar materiales, y, en general, almacenando una gran cantidad de conocimientos químicos. Los físicos fueron los que dedicaron sus esfuerzos en desvelar la estructura del átomo.

LOS ELECTRONES Y OTROS DESCUBRIMIENTOS DE LA FÍSICA ATÓMICA

La electricidad y el magnetismo se utilizaron en los experimentos que condujeron a la teoría actual de la estructura atómica. Algunos objetos, muestran una propiedad denominada carga eléctrica, que puede ser positiva (+) o negativa (-). Las cargas positivas y negativas se atraen entre sí, mientras que dos cargas positivas o dos negativas se repelen. Todos los objetos materiales están formados por partículas cargadas. Un objeto eléctricamente neutro tiene un número igual de partículas cargadas positiva y negativamente y no lleva carga neta. Si el número de cargas positivas es mayor que el número de cargas negativas, el objeto tiene una carga neta positiva. Si el número de cargas negativas excede al de las positivas, el objeto tiene una carga neta negativa. Se puede observar que cuando frotamos una sustancia contra otra como cuando nos peinamos, se produce una carga eléctrica estática, lo que implica que el frotamiento separa algunas cargas positivas y negativas. Además, cuando se produce una carga positiva en algún lugar, también aparece una carga negativa equivalente en otro lugar de forma que la carga se compensa. Las partículas cargadas cuando se mueven sometidas a la acción de un campo magnético son desviadas de su trayectoria rectilínea y describen una curva en un plano perpendicular al campo. Piense que el campo o región de influencia del campo magnético se representa por una serie de líneas invisibles o «líneas de fuerza» que van del polo norte al polo sur del imán.

Descubrimiento de los electrones: La abreviatura para los tubos de rayos catódicos, CRT, ha sido un acrónimo habitual. Antes de que existieran las pantallas de cristal líquido, los CRT eran el corazón de los monitores de ordenador y aparatos de televisión. El primer tubo de rayos catódicos fue construido por Michael Faraday (1791-1867) hace 150 años aproximadamente. Al hacer pasar la electricidad a

través de tubos de vidrio sometidos al vacío, Faraday descubrió los rayos catódicos, un tipo de radiación emitida por el polo negativo o cátodo. La radiación atravesaba el tubo evacuado hacia el polo positivo o ánodo. Posteriormente los científicos encontraron que los rayos catódicos viajan en línea recta y tienen propiedades que son independientes del material del cátodo (es decir, de si éste es hierro, platino, etc.). En la Figura 2.6 se muestra el esquema de un CRT. Los rayos catódicos producidos en el CRT son invisibles, y solo pueden detectarse por la luz emitida por los materiales con los que chocan. Estos materiales denominados luminiscentes se utilizan como pintura al final del CRT de manera que pueda verse el recorrido de los rayos catódicos. (Luminiscencia es el término utilizado para describir la emisión de luz por una sustancia luminiscente cuando ésta recibe radiación energética). Otra observación importante sobre los rayos catódicos es que son desviados por los campos eléctricos y magnéticos de la forma esperada para las partículas cargadas negativamente (véase la Figura 2.7a, b)

En 1897, J. J. Thomson (1856-1940) estableció la relación entre la masa (m) y la carga eléctrica (e) de los rayos catódicos, es decir, m/e, mediante el método descrito en la Figura 2.7c. Thomson, también concluyó que los rayos catódicos son partículas fundamentales de materia cargadas negativamente y que se encuentran en todos los átomos. (Las propiedades de los rayos catódicos son independientes de la composición del cátodo). Posteriormente, a los rayos catódicos se les dio el nombre de electrones, término propuesto por George Stoney en 1874.

Robert Millikan, (1868-1953), determinó la carga electrónica e mediante una serie de experimentos con gotas de aceite (1906-1914) descritos en la Figura 2.8. El valor de la carga electrónica aceptado actualmente, e, expresado en culombios con cinco cifras significativas es -1,6022 x 10-19 C. Utilizando este valor y un valor exacto de la relación masa-carga para un electrón, se obtiene que la masa de un electrón es 9,1094 x 10-28 g. Una vez considerado el electrón como una partícula fundamental de la materia existente en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo estaban incorporadas estas partículas dentro de los átomos. El modelo comúnmente aceptado era el propuesto por J. J. Thompson. Thomson pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar las cargas negativas de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de una nube difusa. Sugirió que los electrones, flotaban en esta nube difusa de carga positiva, semejante a una masa de gelatina con los electrones a modo de «frutas» embebidos en ella. A este modelo se le dio el nombre de budín de ciruelas por su semejanza con un conocido postre inglés. El modelo del budín de ciruelas está representado en la Figura 2.9 para un átomo neutro y para las especies atómicas, denominados iones, que tienen una carga neta.

Los rayos X y la radiactividad: La investigación de los rayos catódicos tuvo muchas consecuencias importantes. En particular, se descubrieron dos fenómenos naturales de enorme importancia teórica y práctica en el transcurso de otras investigaciones. En 1895, Wilhelm Roentgen (1845-1923) observó que cuando los tubos de rayos catódicos estaban funcionando, algunos materiales fuera de los tubos, emitían luz o fluorescencia. Demostró que esta fluorescencia era producida por la radiación emitida por los tubos de rayos catódicos. Debido a la naturaleza desconocida de esta radiación, Roentgen acuñó el término rayos X. Ahora identificamos los rayos X como una radiación electromagnética de alta energía. Antoine Henri Becquerel (1852-1908) asoció los rayos X con la fluorescencia, preguntándose si los materiales con fluorescencia natural, producirían rayos X. Para responder a esta pregunta, envolvió una placa fotográfica con papel negro, colocó una moneda sobre el papel, cubrió la moneda con un material fluorescente que contenía uranio y expuso todo el conjunto a la luz solar. Cuando reveló la película, podía verse una imagen nítida de la moneda. El material fluorescente había emitido radiación (presumiblemente rayos X) que atravesó el papel e impresionó la película. En una ocasión, debido a que el cielo estaba cubierto, Becquerel colocó el conjunto del experimento dentro de un cajón durante unos días, esperando a que el tiempo mejorase. Al reanudar el experimento, Becquerel decidió sustituir la película fotográfica original, suponiendo que podía haber sido ligeramente impresionada. Sin embargo reveló la película original y, en lugar de la imagen débil esperada, encontró una imagen muy nítida. La película había sido fuertemente impresionada. El material con contenido de uranio había emitido radiación de forma continua incluso cuando no era fluorescente. Becquerel había descubierto la radiactividad. Ernest Rutherford (1871-1937) identificó dos tipos de radiación procedente de los materiales r di ctiv s, f α) y beta (β). Las partículas alfa llevan dos unidades fundamentales de carga positiva y tienen la misma masa que los átomos de helio. Las partículas alfa son idénticas a los iones He2+. Las partículas beta son partículas con carga negativa, producidas por transformaciones que ocurren dentro de los núcleos de los átomos radiactivos y tienen las mismas propiedades que los electrones. Una tercera forma de radiación que no se ve afectada por campos eléctricos o magnéticos, fue descubierta por Paul Villard en 1900. Esta radiación, llamada rayos gamma (ɤ), no está formada por partículas; es radiación electromagnética de energía extremadamente alta y penetrante. Estas tres formas de radiactividad se ilustran en la Figura 2.10. A comienzos del siglo XX, fueron descubiertos nuevos elementos radiactivos, principalmente por Marie y Pierre Curie. Rutherford y Frederick Soddy hicieron otro hallazgo importante: las propiedades químicas de un elemento radiactivo cambian a medida que se produce la desintegración radiactiva. Esta observación sugiere que la radiactividad implica cambios fundamentales a nivel subatómico: en la desintegración radiactiva un elemento se transforma en otro, un proceso que se denomina transmutación.

EL ÁTOMO NUCLEAR

En 1909, Rutherford y su ayudante Hans Geiger, iniciaron una línea de investigación utilizando partículas a como sondas para estudiar la estructura interna de los átomos. Basándose en el modelo de budín de ciruelas de Thomson, Rutherford esperaba que la mayor parte de las partículas de un haz de partículas a pasaría a través de láminas delgadas de materia sin desviarse pero que algunas partículas a deberían dispersarse o desviarse algo al encontrarse con electrones. Estudiando estas figuras de dispersión, esperaban sacar alguna conclusión sobre la distribución de los electrones en los átomos. El aparato utilizado en estos estudios está representado en la Figura 2.11. Las partículas alfa se detectaban mediante los destellos de luz que producían cuando chocaban con una pantalla de sulfuro de cinc montada al final de un telescopio. Cuando Geiger y Ernst Marsden, un estudiante, bombardearon láminas muy finas de oro con partículas a, lo que observaron fue lo siguiente: • L m y r p rte de s p rtícu s tr ves b ámi si desvi rse. • A gu s p rtícu s se desviaban ligeramente. • U s p c s reded r de u p r c d 20 000 se desvi b much l atravesar la lámina. • U úmer semej te tr vesó ámi si que rebotó en la misma dirección con la que había llegado. El amplio ángulo de dispersión sorprendió enormemente a Rutherford. Algunos años después comentó que esta observación fue «tan creíble como si después de haber disparado un proyectil de 15 pulgadas a un trozo de papel de seda, éste hubiera vuelto y le hubiera golpeado». No obstante, hacia 1911, Rutherford ya tenía una explicación. Basó su explicación en un modelo del átomo conocido como el átomo nuclear, que tiene las siguientes características: 1. La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un átomo está centrada en una región muy pequeña denominada el núcleo. La mayor parte del átomo es un espacio vacío. 2. La magnitud de la carga positiva es diferente para los distintos átomos y es aproximadamente la mitad del peso atómico del elemento. 3. Fuera del núcleo existen tantos electrones como unidades de carga positiva hay en el núcleo. El átomo en su conjunto es eléctricamente neutro.

La expectativa inicial de Rutherford y su explicación sobre los experimentos con partículas a se describen en la Figura 2.12.

El descubrimiento de protones y neutrones: El átomo nuclear de Rutherford sugirió la existencia en los núcleos de los átomos, de partículas fundamentales de la materia cargadas positivamente. El mismo Rutherford descubrió estas partículas denominadas protones en 1919, al estudiar la dispersión de las partículas a por átomos de nitrógeno en el aire. Los protones eran liberados como resultado de colisiones entre partículas a y los núcleos de los átomos de nitrógeno. Aproximadamente en esta misma época, Rutherford predijo la existencia en el núcleo de partículas fundamentales eléctricamente neutras. En 1932, James Chadwick demostró la existencia de una nueva radiación penetrante que consistía en haces de partículas neutras. Estas partículas, llamadas neutrones, procedían de los núcleos de los átomos. Así pues, solamente hace 100 años que tenemos el modelo atómico sugerido en la Figura 2.13.

Propiedades de protones, neutrones y electrones: el número de protones en un átomo recibe el nombre de número atómico, o número de protones, Z. El número de electrones en un átomo también es igual a Z porque el átomo es eléctricamente neutro. El número total de protones y neutrones en un átomo se llama número másico, A. El número de neutrones es A - Z. Un electrón posee una unidad atómica de carga negativa, un protón posee una unidad atómica de carga positiva y un neutrón es eléctricamente neutro. La Tabla 2.1 presenta las cargas y masas de los protones, neutrones y electrones de dos maneras diferentes. La unidad de masa atómica se define como exactamente 1/12 de la masa del átomo conocido como carbono-12. Una unidad de masa atómica se expresa por la abreviatura uma, y se indica por el símbolo u. Como puede verse en la Tabla 2.1, las masas del protón y neutrón son ligeramente mayores que 1 u. De forma comparativa, la masa de un electrón es solo aproximadamente 1/2000 veces la masa del protón o neutrón. Las tres partículas subatómicas consideradas en esta sección son las únicas implicadas en los fenómenos que nos interesan en este texto. Sin embargo, debe tener en cuenta que el estudio de la materia a nivel fundamental debe considerar otras muchas partículas subatómicas. El electrón, se cree que es una partícula fundamental. Sin embargo la física moderna ahora considera que el protón y neutrón están formados también por otras partículas más fundamentales.

LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Todos los átomos de un determinado elemento tienen el mismo número atómico, Z. Es decir, todos los átomos con el mismo número de protones, son átomos del mismo elemento. Los elementos tienen números atómicos desde Z = 1 a Z = 112. Cada elemento tiene un nombre y un símbolo característicos. Los símbolos químicos son abreviaturas de una o dos letras de su nombre. La primera letra del símbolo (pero nunca la segunda) es mayúscula; por ejemplo: carbono, C; oxígeno, O; neón, Ne; y silicio, Si. Algunos elementos conocidos desde la antigüedad tienen símbolos basados en sus nombres en latín, tales como Fe para el hierro (ferrum) y Pb para el plomo (plumbum). El elemento sodio, tiene el símbolo Na, basado en el nombre en latín, del carbonato de sodio, natrium. El potasio tiene el símbolo K, basado en el nombre en latín, del carbonato de potasio, kalium. El símbolo para el wolframio, W, está basado en el alemán, wolfram. Los elementos posteriores al uranio (Z = 92) no se encuentran en la naturaleza, y deben ser sintetizados en aceleradores de partículas. Los elementos con los números atómicos más altos, se han obtenido únicamente en un número limitado de ocasiones, y solo unos pocos átomos a la vez. Han surgido controversias inevitables sobre cuál fue el equipo investigador que descubrió alguno de los nuevos elementos, y sobre si el descubrimiento tuvo lugar realmente. Sin embargo se ha alcanzado un acuerdo internacional sobre los 112 primeros elementos. Excepto el elemento 112, cada uno de ellos tiene ahora un nombre y símbolo oficial.

Isótopos: para representar la composición de cualquier átomo particular, necesitamos especificar el número de protones (p), neutrones (n), y electrones (e). Podemos hacer esto con el siguiente simbolismo:

Este esquema indica que el átomo es del elemento E y que tiene un número atómico Z y un número

de masa A. Por ejemplo, un átomo de aluminio, representado por

Al tiene

13 protones y 14 neutrones en su núcleo, y 13 electrones fuera del núcleo. (Recuerde que un átomo tiene el mismo número de electrones que de protones.) Contrariamente a lo que Dalton pensó, ahora sabemos que los átomos de un elemento no tienen todos necesariamente la misma masa. En 1912, J. J. Thomson midió las razones masa-carga de los iones positivos formados en el gas neón. A partir de estas razones, dedujo que aproximadamente el 91 por ciento de los átomos tenían una masa determinada y que los átomos restantes eran aproximadamente un 10 por ciento más pesados. Todos los átomos de neón tienen diez protones en su núcleo y la mayor parte de ellos también tiene diez neutrones. Sin embargo, unos pocos átomos de neón tienen 11 neutrones y algunos tienen 12. Podemos representar estos tres tipos diferentes de átomos de neón como

Todos los átomos que tienen el mismo número atómico (Z) pero diferentes números de masa (A), se

denominan isótopos. De todos los átomos de Ne de la Tierra, el 90,51 por ciento son

Ne. Los

porcentajes de

Ne y

Ne son 0,27 y 9,22%, respectivamente. Estos porcentajes: 90,51%, 0,27%,

9,22%, son los porcentajes de abundancia natural de los tres isótopos de neón. A veces los números de masa de los isótopos se incorporan a los nombres de los elementos, como neón-20 (léase neón veinte). El porcentaje de abundancia natural de los isótopos se da en base a su número

y no a su masa. Así, de cada 10 000 átomos de Ne, 9051 son átomos de neón-20. Algunos elementos, tal como existen en la naturaleza, contienen un único tipo de átomos y por tanto no tienen isótopos naturales (Núclido o nucleido es el término general utilizado para describir un átomo con un número atómico y un número de masa determinados. Aunque hay varios elementos con un único núclido natural, es posible obtener otros núclidos de estos elementos (isótopos) por medios artificiales. Sin embargo, los isótopos artificiales son radiactivos. En todos los casos el número de isótopos sintéticos es varias veces superior al número de los naturales). El aluminio, por ejemplo, está formado únicamente por átomos de aluminio-27.

Iones: cuando los átomos pierden o ganan electrones, por ejemplo en el curso de una reacción química, las especies formadas se denominan iones y llevan cargas netas. Como el electrón tiene carga negativa, cuando se añaden uno o más electrones a un átomo eléctricamente neutro, se forma un ion cargado negativamente. Al perder electrones, se produce un ion cargado positivamente. El número de protones no cambia cuando un átomo se convierte en un ion. Por ejemplo, 20Ne+ y 22Ne2+ son iones. El primero tiene diez protones, diez neutrones y 9 electrones. El segundo también tiene diez protones, pero tiene 12 neutrones y 8 electrones. La carga de un ion es igual al número de protones menos el número de electrones. Es decir

Otro ejemplo es el ion 16O2-. En este ion hay 8 protones (número atómico 8), 8 neutrones (número de masa - número atómico) y 10 electrones (8 - 10 = - 2).

Masas isotópicas: no podemos determinar la masa de un átomo individual únicamente sumando las masas de sus partículas fundamentales. Cuando los protones y neutrones se combinan para formar un núcleo, una cantidad muy pequeña de la masa original se convierte en energía y se desprende. Pero no se puede predecir el valor de esta energía llamada energía nuclear. Por consiguiente, la determinación de las masas de átomos individuales es algo que debe hacerse experimentalmente de la siguiente manera. Por acuerdo internacional, se elige un tipo de átomo y se le asigna una determinada masa. Este estándar es un átomo del isótopo carbono-12, al que se asigna una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica, es decir, 12 u. A continuación se determinan las masas de otros átomos en relación al carbono-12. Para hacer esto utilizamos un espectrómetro de masas. En este dispositivo, un haz de iones gaseosos pasa a través de campos eléctricos y magnéticos y se separa en sus componentes de diferente masa. Los iones separados se enfocan a un instrumento de medida que registra su presencia y sus cantidades. La Figura 2.14 ilustra la técnica de espectroscopia de masas y un espectro de masas.

Aunque los números de masa son números enteros, las masas reales de los átomos individuales (en unidades de masa atómica, u) nunca son números enteros, excepto para el carbono-12. Sin embargo, tienen un valor muy próximo a los correspondientes números de masa como se puede ver para el isótopo oxígeno-16. A partir de datos de espectros de masas se encuentra que la razón de las masas de 16O a 12C es 1,33291. Por tanto, la masa del átomo de oxígeno-16 es

MASA ATÓMICA

En una tabla de masas atómicas el valor que se encuentra para el carbono es 12,0107, aunque la masa atómica estándar es exactamente 12. ¿Por qué existe esta diferencia? La masa atómica estándar está basada en una muestra de carbono que contiene sólamente átomos de carbono-12, mientras que el carbono que existe en la naturaleza contiene también algunos átomos de carbono-13. La existencia de estos dos isótopos es la causa de que la masa atómica observada sea mayor de 12. La masa atómica (peso) (Desde la época de Dalton, las masas atómicas se han llamado pesos atómicos y la mayoría de los químicos todavía siguen usando este término. Aunque, lo que estamos describiendo aquí es masa, no peso) de un elemento es la media de las masas isotópicas, ponderada de acuerdo a las abundancias en la naturaleza de los isótopos del elemento. En un valor medio ponderado debemos dar más importancia (dar mayor peso) a la cantidad que representa al isótopo con mayor abundancia. Puesto que los átomos de carbono-12 son mucho más abundantes que los de carbono-13, la media ponderada debe estar mucho más próxima a 12 que a 13. Este es el resultado que se obtiene cuando se aplica la siguiente ecuación general, donde el lado derecho de la ecuación incluye un término para cada isótopo natural.

LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS. RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

La Física clásica no es suficiente para explicar los fenómenos a nivel atómico y molecular, solo la teoría cuántica es capaz de hacerlo. El aspecto de la mecánica cuántica que se va a resaltar, es la descripción de los electrones a través de características conocidas como los números cuánticos y los orbitales electrónicos. El modelo de estructura atómica que se desarrolla aquí, servirá para explicar las tendencias periódicas en las propiedades físicas y químicas de los elementos, el enlace químico y las fuerzas intermoleculares. La radiación electromagnética es una forma de transmisión de energía en la que los campos eléctricos y magnéticos se propagan por ondas a través del espacio vacío (el vacío) o a través de un medio como el vidrio. Una onda es una perturbación que transmite energía a través del espacio o un medio material. Cualquiera que se haya sentado en un bote pequeño sobre una gran masa de agua ha experimentado un movimiento ondulatorio. La onda se mueve por la superficie del agua y la perturbación hace subir y bajar al bote. De acuerdo con la teoría propuesta por James Clerk Maxwell (1831-1879) en 1865, la radiación electromagnética, una propagación de campos eléctrico y magnético, se produce por aceleración de una partícula cargada eléctricamente, una partícula cargada que cambia de velocidad. Las ondas de radio, por ejemplo, son una forma de radiación electromagnética producida por oscilaciones, fluctuaciones de la corriente eléctrica en un circuito eléctrico especialmente diseñado. La luz era una onda electromagnética de alta energía que se propaga en el vacío. En la luz visible, las partículas cargadas que se aceleran son los electrones que se encuentran en los átomos o moléculas.

Una característica de la radiación electromagnética es su velocidad constante en el vacío, 2,99792458 X 108 m s-1, que se denomina velocidad de la luz.

Las propiedades de la radiación electromagnética que utilizaremos más ampliamente son amplitud, longitud de onda, frecuencia y velocidad. Hay otra característica esencial de la radiación que interviene en la discusión de la estructura atómica. Las ondas de la radiación electromagnética están caracterizadas por una amplitud, la altura máxima de las crestas y la máxima profundidad de los valles de la onda, una longitud de onda, λ, la distancia entre las crestas y una frecuencia, ν, que indica la frecuencia de las fluctuaciones. La frecuencia se mide en hercios, Hz, (ciclos por segundo). La longitud de onda y la frecuencia están relacionadas por la ecuación: c = λν, donde c es la velocidad de la luz. El carácter de onda de la radiación electromagnética significa que las ondas se pueden descomponer en componentes individuales de diferentes longitudes de onda, un patrón de difracción, al chocar con una superficie con surcos muy próximos.

La velocidad de la luz en cualquier medio es menor que en el vacío. La velocidad es diferente en cada medio. Como consecuencia, la luz es refractada o desviada (reflejada) cuando pasa de un medio a otro. Además, aunque todas las ondas electromagnéticas tienen la misma velocidad en el vacío, las ondas de diferentes longitudes de onda tienen velocidades ligeramente diferentes en el aire o en otros medios. De esta forma, cuando un haz de luz blanca pasa a través de un medio transparente, las longitudes de onda contenidas en la luz blanca son refractadas de forma diferente. La luz es dispersada en una banda de colores, un espectro. Un haz de luz blanca, por ejemplo luz del sol, es dispersada por un prisma de vidrio en una banda continua de colores que corresponden a todas las longitudes de onda componentes desde el rojo al violeta. Este es el espectro visible se puede ver en un arco iris, donde el medio que dispersa la luz del sol son las gotitas de agua. Se dice que el espectro visible es continuo porque la luz difractada está formada por un gran número de longitudes de onda. Si la fuente de un espectro emite luz con un número relativamente pequeño de longitudes de onda, se observará un espectro discontinuo. Por ejemplo, si la fuente de luz es una descarga eléctrica a través de un gas, solo se ven ciertos colores en el espectro. O bien, si la fuente de luz es una llama de gas en la que se ha introducido un compuesto iónico, la llama puede adquirir un color indicativo del ion metálico presente. En estos casos los espectros consisten en un número limitado de longitudes de onda que se observan como líneas coloreadas con espacios oscuros entre ellas. Estos espectros discontinuos se llaman espectros atómicos o espectros de líneas.

A finales del siglo XIX un buen número de fenómenos no encajaban bien con el modelo ondulatorio. Uno de ellos es el efecto fotoeléctrico, según el cual una placa metálica al ser sometida a la incidencia de la luz, emitía energía en forma de electrones, que de algún modo eran arrancados de los átomos del metal. De acuerdo con la naturaleza ondulatoria de la luz, estos electrones serían estimulados por la luz incidente y sólo se desprenderían de sus átomos al recibir una cantidad de energía suficiente, es decir, con cierto retraso con relación al momento de la incidencia del haz de luz. Sin embargo, lo que se observaba era que los electrones se desprendían inmediatamente después de ser estimulados por la luz. Por otro lado, dependiendo del color de la luz empleada, el fenómeno se producía o no, de manera que la expulsión de electrones debía estar relacionada con la longitud de onda de la luz incidente. Todo esto dejaba entrever que la luz podía comportarse también

como una partícula. No obstante, hubo que esperar algunas décadas para que esta idea fuera aceptada. ¿Qué relación tiene esto con la estructura atómica de la materia? cuando un elemento cualquiera es calentado hasta la incandescencia, emite luz de un color característico, que se denomina radiación electromagnética. Si esta radiación se hace pasar a través de un prisma, la cual se logra en un aparato llamado espectroscopio, se obtiene un conjunto de haces luminoso de diferentes colores, que conforman el denominado espectro de emisión. Éste es característico para cada elemento químico, como si se tratara de su huella digital. A diferencia del espectro de la luz blanca, que es continuo, tal como se observa en el arcoíris, los espectros de los elementos son discontinuos, están formados por una serie de líneas. El espectro de un elemento es el registro de las radiaciones absorbidas o emitidas por los átomos que lo componen. El análisis de los espectros generados por diferentes elementos ha sido de gran utilidad para comprender el arreglo de los electrones alrededor del núcleo, adicionalmente permite identificar los distintos elementos que hay en una muestra aunque sólo existan trazas de los mismos. Teoría Cuántica. El estudio de la radiación electromagnética emitida por los objetos calientes condujo a la teoría de Planck, que postula que la energía solo puede tener valores discretos, siendo el cuanto la unidad más pequeña de energía. La energía de un cuanto viene dada por la ecuación E = hν donde h es la constante de Planck (6,6x10-34 julios x s). La interpretación de Einstein del efecto fotoeléctrico, la capacidad de la luz para emitir electrones cuando golpea ciertas superficies, condujo a una nueva interpretación de la radiación electromagnética. La luz tiene naturaleza de partícula además de sus propiedades de onda. Las partículas de luz se llaman fotones. La energía de un fotón está relacionada con la frecuencia de la radiación por Efotón = hv. El físico alemán Max Planck propuso en 1900 que la radiación emitida o absorbida por los cuerpos calientes no se presentaba de manera continua, sino en forma de cantidades discretas de energía a las que llamó cuantos. El tamaño de un cuanto sería directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida o absorbida y la magnitud de energía intercambiada debería ser un múltiplo de esta unidad. Albert Einstein en 1905 sugirió que la luz estaba formada por paquetes de energía, que denominó fotones, de donde se deduce que la luz de alta frecuencia, como el color azul o la radiación ultravioleta, tiene fotones más energéticos que aquella de baja frecuencia, como las ondas de radio o el color rojo. Como la energía necesaria para remover los electrones en la superficie del metal es suministrada por la luz incidente, Einstein consideró el efecto fotoeléctrico como el choque de dos partículas: un fotón y un electrón, en el cual, un electrón sólo sería expulsado por un fotón suficientemente grande. Esto explicaba por qué la expulsión de electrones ocurriría instantáneamente y sólo con haces de luz de ciertos colores. Sólo había un problema: la luz debería comportarse al mismo tiempo como una onda y como una partícula. El átomo de Bohr. El primer intento de explicar los espectros atómicos (de líneas) lo hizo el físico Niels Bohr (1913) quien postuló que un electrón en un átomo de hidrógeno existe en una órbita circular, definida por un número cuántico n, que describe la energía del electrón en la órbita. El estado del electrón con número cuántico más bajo, n = 1 se denomina estado fundamental. Un estado excitado de un átomo de hidrógeno corresponde a aquellos estados con n > 1. La teoría de Bohr también proporciona un medio para construir un diagrama de niveles de energía para comprender los espectros de emisión. Dos ideas que condujeron a la mecánica cuántica. El físico Francés Louis de Broglie postuló en 1924 una dualidad onda-partícula según la cual, las partículas de materia como los protones y electrones, podrían mostrar a veces propiedades de onda. Como hay una incertidumbre inherente en la posición y el momento de una partícula como onda, Heisenberg postuló en 1926 que no podemos conocer simultáneamente el momento preciso (cantidad de movimiento) de una partícula subatómica y su posición, una propuesta que se conoce como el principio de incertidumbre de Heisenberg.

Mecánica ondulatoria. La aplicación del concepto de dualidad onda-partícula requiere que consideremos al electrón en un sistema mediante una función de onda que corresponde a una onda estacionaria dentro de los límites del sistema. La aplicación de estas ideas a una partícula en una caja monodimensional muestra que en el nivel más bajo de energía, la energía de la partícula no es cero, es decir, el sistema tiene una energía en el punto cero. La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno proporciona funciones de onda denominadas orbitales, que son el producto de una función de onda angular, Y(Ɵ,ɸ), y una función de onda radial, R(r). Números cuánticos y orbitales de los electrones. Los tres números cuánticos que surgen de la ecuación de Schrödinger son el número cuántico principal, n, el número cuántico del momento angular orbital, /, y el número cuántico magnético, m/. Todos los orbitales con el mismo valor de n están en la misma capa principal electrónica (nivel principal), y todos los orbitales con los mismos valores de n y /, están en la misma subcapa (subnivel). Los orbitales con diferente valor de / (0, 1, 2, 3, etc.) se designan por s, p, d, f . Los electrones en la misma subcapa de un hidrogenoide tienen la misma energía y se dice que son degenerados. Interpretación y representación de los orbitales del átomo de hidrógeno. La interpretación de las soluciones de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno conduce a una descripción de las formas de la distribución de la probabilidad electrónica para los electrones en los orbitales s, p, y d. El número de nodos en un orbital (n - 1) aumenta con n. Los nodos aparecen donde la función cambia de signo. Espín del electrón. El cuarto número cuántico. Stern y Gerlach demostraron que los electrones poseen una cualidad denominada espín electrónico. El número cuántico de espín electrónico, ms, tiene el valor +1/2 o -1/2. Átomos multielectrónicos. En los átomos multielectrónicos, los orbitales con diferente valor de / no son degenerados. La pérdida de degeneración en la capa principal es el resultado de la diferente carga nuclear efectiva, Zef, experimentada por los electrones en las diferentes subcapas. Configuraciones electrónicas. La configuración electrónica describe cómo se distribuyen los electrones en los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas de un átomo. Los electrones llenan los orbitales desde la energía más baja a la más alta, asegurando que la energía del átomo se encuentra en un mínimo. El principio de exclusión de Pauli establece que hay un máximo de dos electrones que pueden ocupar un orbital. La regla de Hund dice que cuando hay orbitales degenerados disponibles, los electrones ocupan inicialmente estos orbitales de forma individual. Las configuraciones electrónicas se representan mediante la notación spdf expandida o condensada, o por un diagrama de orbitales. El proceso aufbau se utiliza para asignar las configuraciones a los elementos de la tabla periódica. Los electrones que se añaden a la capa con número cuántico principal más alto se denominan electrones de valencia. Configuraciones electrónicas y la tabla periódica. Los elementos del mismo grupo de la tabla periódica tienen configuraciones electrónicas similares. Los grupos 1 y 2 corresponden al bloque s, con los orbitales s de la capa de valencia llenos o parcialmente llenos. Los grupos 13 al 18 corresponden al bloque p con los orbitales p de la capa de valencia llenos o parcialmente llenos. El bloque d corresponde a los grupos 3 al 12, cuando se está llenando el nivel de energía n - 1, es decir, que tienen los orbitales d llenos o parcialmente llenos. En los elementos del bloque f, denominados lantánidos o actínidos, se llena la capa n - 2 con electrones, es decir que tienen orbitales f llenos o parcialmente llenos.

ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS Para describir la colocación de los electrones en las órbitas de Bohr se requiere de un solo número cuántico para determinar el nivel de energía del electrón. En cambio, para describir el orbital ocupado por un electrón específico en el modelo mecánico-ondulatorio se requieren más números cuánticos. El cuarto número cuántico describe la rotación del electrón alrededor de su propio eje. Números Cuánticos: 1. El número cuántico principal (n): se refiere al principal nivel de energía con respecto al núcleo.

Los electrones con altos valores de n tienen mayor energía y están más separados del núcleo que los que tienen menor n. Los valores de n van desde 1 hasta infinito, pero se conocen hasta n = 7.

2. El número cuántico del momento angular (l): es necesario para describir los diferentes subniveles o subcapas de energía que hay en cada nivel principal. Los valores posibles de l son desde 0 hasta n-1. Ejemplo: n = 3, hay tres niveles de l = 0, 1 y 2. Los primeros cuatro subniveles se designan con las letras: s, p, d y f l = (0, 1, 2, 3) = (s, p, d, f); cada uno de los orbitales s, p, d, f representan distintas regiones en el espacio (forma del orbital).

3. El número cuántico magnético (ml): define la orientación que pueden presentar los orbitales de un mismo subnivel en relación con un campo magnético externo. Para cada valor de l, ml puede tomar todos los valores enteros comprendidos entre –l y +l. Así, si l = 2, los valores posibles de ml serán: -2, -1, 0, 1, 2.

4. El número cuántico de espín (ms): un orbital puede albergar como máximo dos electrones. Dichos electrones se diferencian entre sí por el sentido de giro sobre su eje. Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, sus sentidos de giro son opuestos. Como sólo son posibles dos sentidos de giro, el número cuántico ms puede tomar solamente dos valores, que son +½ y -½ ( ). Como el electrón es una partícula cargada se comporta como un pequeño imán, por lo cual se dice que tiene un espín o giro. El siguiente cuadro especifica los números cuánticos y la capacidad electrónica para los cuatro primeros niveles.

Cuadro 1. Números cuánticos.

Nivel de Energía

(n)

Subnivel de Energía

(l)

Orientación del orbital (ml)

Giro del electrón (ms) Capacidad electrónica del subnivel

Capacidad electrónica del nivel de energía

1 (K) 0 (1s) 0 ±½ 2 2

2 (L) 0 (2s) 1 (2p)

0 -1,0,+1

±½ ±½,±½,±½

2 6

8

3 (M) 0 (3s) 1 (3p) 2 (3d)

0 -1,0,+1

-2,-1,0,+1,+2

±½ ±½,±½,±½

±½,±½,±½,±½,±½

2 6

10 18

4 (N)

0 (4s) 1 (4p) 2 (4d) 3 (4f)

0 -1,0,+1

-2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

±½ ±½,±½,±½

±½,±½,±½,±½,±½ ±½,±½,±½,±½,±½±½,±½

2 6

10 14

32

Figura 1. Diagrama de los orbitales s, p, d.

DESCRIPCIÓN DE LA DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA PERIFERIA DEL NÚCLEO ATÓMICO

Principio de Ordenamiento: al ordenar los elementos de manera creciente de números atómicos, cada átomo de un elemento tendrá un electrón más que el del elemento que le precede. Por ejemplo, cada átomo de carbono (Z = 6) tendrá un electrón más que cada átomo de boro (Z = 5).

Principio de Aufbau: es complemento del anterior y establece que el electrón que distingue a un elemento del elemento precedente se ubica en el orbital atómico de menor energía disponible (s o p . “Reg de L uvi ”. L s rbit es de más t e ergí se ocupan sólo cuando los de más baja energía están llenos.

Principio de Exclusión de Pauli: un orbital no puede contener más de dos electrones, y los espines de dichos electrones deben tener valores opuestos. Se representan así:

Principio de máxima distribución de carga (regla de Hund): los electrones que pertenecen a un mismo subnivel se disponen de manera que exista el mayor número posible de electrones desapareados con el mismo valor de espín. Cuando un orbital contiene únicamente un electrón, se dice que este electrón está desapareado.

Principio de Construcción: las flechas indican la forma en que se van llenando los subniveles “Reg de L uvi ”.

Ejemplo: la estructura electrónica del nitrógeno (Z = 7) se expresa de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p3, con lo cual se indica que:

En el nivel de energía uno (n = 1), subnivel s, hay 2 electrones. n = 1, subnivel p, 3 electrones. TOTAL = 7 electrones igual a Z.

La configuración electrónica del nitrógeno (N) se puede expresar (diagrama de orbitales):

1s 2s 2px 2py 2pz