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QUQUÍMICAÍMICAINORGÁNICA IINORGÁNICA I

LA TABLA PERILA TABLA PERIÓDICAÓDICAPPropiedades periropiedades periódicasódicas

Semestre 2009-1

Rafael Moreno Esparza1/10/08 LA TABLA PERIÓDICA 41

La teorLa teoría atómicaía atómica• Los Químicos hacen sus observaciones del

mundo macroscópico y buscan comprender laspropiedades de la materia al nivel microscópico

• Esto significa que para explicar la manera en quelas sustancias reaccionan unas con otras, esnecesario entender la estructura de la materia

• La palabra átomo se deriva de la palabra griega ατοµε que significa indivisible.

• El primero en proponer la existencia de losátomos fue el filosofo griego Demócrito (460-370 A.C.) el cual creía que la materia estabacompuesta de partículas indivisibles.

• Sin embargo, esta teoría fue rechazada porPlatón y Aristóteles.

• Esto hace que hasta el Siglo XVIII no se tenganmás que teorías especulativas.

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Las Leyes Las Leyes Ponderales Ponderales de de LavoisierLavoisier• Estas teorías serán destronadas

cuando Lavoisier en 1774 presentasu trabajo cuantitativo

• El trabajo de Lavoisier puedesintetizarse así– Primero determinó los pesos

de los reactivos usados en variosprocesos químicos y de losproductos obtenidos en estas reacciones

– Además estudió los pesos relativos de losreactivos requeridos para producir un peso dadode un producto determinado

– Esto es lo mismo que determinar la composiciónporcentual de las sustancias descomponiéndolasen sus componentes

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Las Leyes Las Leyes Ponderales Ponderales de de LavoisierLavoisier• Estas investigaciones le permitieron postular

dos de las leyes más fundamentales delcambio químico:– Ley de la composición constante:

En un compuesto determinado los tipos deátomos y las proporciones en que estos seencuentran son constantes

– Ley de la conservación de la masa:La masa total de los materiales presentesen una reacción química es la misma antesy después de la reacción

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MMás ás Leyes Leyes PonderalesPonderales• A partir de 1800 John Dalton

usó estas leyes para derivar unatercera ley:– Ley de las proporciones múltiples:

Si dos elementos A y B secombinan para formar másde un compuesto,Entonces los cocientesde las masas relativas decada elemento que sepueden combinarY pueden representarse por un conjuntocaracterístico de números enteros ypequeños

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Las Leyes Las Leyes PonderalesPonderales• Oxígeno y Carbono pueden formar 2

compuestos. Si los analizamos obtenemos:– El primero tiene 57.1% de O y 42.9% de C,– El segundo tiene 72.7% de O y 27.3% de C

• Estos dos compuestos siguen la ley deproporciones múltiples– Las razones de sus masas son:

– Y la relación entre estos cocientes es:

57.1 g O

42.9 g C= 1.33

g O

g C y

72.7g O

27.3 g C= 2.66

g O

g C

2.66

1.33=

2

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La teoría atómica de Dalton– Los átomos de un elemento no cambian al

hacer una reacción química, tampoco esposible crear o destruir átomos en unareacción química

– Los compuestos se forman cuando los átomosde más de un elemento se combinan

– Un compuesto cualquiera siempre tiene elmismo tipo de átomos y el mismo númerorelativo de dichos átomos

– Los átomos son los ladrillos básicos de lamateria y son las unidades más pequeñas delos elementos.

– Un elemento se compone de una sola clase deátomos

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La teoría atómica de Dalton– En los compuestos de dos o más elementos

los átomos de estos se combinan con arreglosdefinidos

– Las Mezclas no tienen interaccionesespecíficas entre los elementos que seencuentran en los compuestos que las forman

– los elementos que forman una mezcla puedentener proporciones variables

• Los átomos son las partículas máspequeñas de un elemento que retiene laspropiedades químicas de dicho elemento

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Átomos• En 1803 Dalton propone que los átomos son

como pelotitas pequeñísimas indivisibles eindestructibles.

• En 1815, William Prout se dacuenta de que la mayoría delos pesos atómicos eran casiexactamente un múltiplo delpeso del hidrógeno, es decirque el peso de cada átomo eraun múltiplo del peso del H.

• Sin embargo, cuando se llevaron a cabomediciones más exactas, se encontró que enrealidad las relaciones entre los pesos de loselementos no eran números enteros

• Por ejemplo el Cloro es 35.5 veces más pesadoque el H.

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Átomos• Para finales del S XIX se había acumulado

suficiente evidencia como para pensar que elátomo mismo está compuesto de partículasmenores y además algunas de sus propiedades.

• Entonces es posible, tener dos átomos delmismo elemento con diferente peso atómicopero con propiedades químicas idénticas.

• A estos átomos se les llama isótopos.

1.67x10-2410nneutrón1.67x10-2411pprotón9.11x10-285.4x10-4-1e-electrón

GramosUMACargaSímboloNombre

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• En 1919 Francis W Aston fuecapaz de separar los isótoposde diferentes elementos usandoun espectrógrafo de masas.

• Este es un aparato en elque es posible separarátomos de pesosatómicos diferentes yademás determinarcuánto hay de cada uno.

Isótopos

Filamento ionizanteFilamento ionizanteFlujo de gasFlujo de gas

Repeledor Repeledor de ede e--

ColimadorColimador

Trampa iónicaTrampa iónicaAceleradorAcelerador

Mag

neto

Mag

neto

AmplificadoresAmplificadoresCorriente

masa 1masa 1masa 2masa 2masa 3masa 3

Salida

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• Dado que todos los átomos están compuestos deprotones, neutrones y electrones, todas lasdiferencias físicas y químicas entre los elementosse deben al número de las partículas subatómicasque los componen.

• Por tanto, un átomo es la pieza más pequeña de unelemento, pues al tratar de dividirlo más allá (enpartículas subatómicas), destruye su identidad.

• De esta manera, serán los átomos la unidad máspequeña de un elemento que puede retener suspropiedades químicas.

Átomos e isótopos

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• ¿Cuál es el rasgo característico que distingue a unelemento de otro?– Todos los átomos de un elemento tienen el

mismo número de protones en el núcleo– Puesto que la carga neta de un átomo es 0, el

átomo debe tener el mismo número deelectrones

• ¿Y los neutrones?– Aunque usualmente es igual al número de

protones, esto no ocurre siempre, y puedevariar algo

– Aquellos átomos que difieren únicamente en elnúmero de neutrones que tienen, se llamanisótopos,

– Los isótopos diferentes tienen masasdiferentes.

Isótopo, número atómico y de Masa

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• Todos los átomos del carbono tienen 6 protones y6 electrones

• El número de protones en el carbono se denota porun subíndice a la izquierda de su símbolo atómico

• A este se le llama número atómico y como siemprevale 6 usualmente se omite

• Otro número importante que define lascaracterísticas de un átomo es el número de masa,el cual se denota con un superíndice a la izquierdadel símbolo atómico.

• Este símbolo, se refiere al isótopode carbono que tiene 6 protones y6 neutrones y se le conoce comocarbono 12

Isótopos: Un buen ejemplo el carbono

C12

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• El siguiente isótopo de carbono tiene 6 protones y7 neutrones y este isótopo se le conocecomo carbono 13 y su símbolo es:

• Este es el isótopo que se emplea en la ResonanciaMagnética Nuclear para identificar sustanciasorgánicas.

• Hay un tercer isótopo (aunque radioactivo)que tiene 8 neutrones y 6 protones. Se llamacarbono 14 y se usa para datación arqueológica.

• El carbono 12 es la forma más común del carbono(98.9 % de todo el carbono).

• El carbono 13 contribuye con el 1.1% restante• A los átomos de un isótopo específico se le conoce

como núclidos• Una tabla con todos los núclidos esta aquí: TABLA

Isótopos: Un buen ejemplo el carbono

613

C

614

C

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Los experimentos de Moseley• En 1913 Henry Moseley (muerto

en la batalla de Gallipoli a la edadde 28 años)

• Investiga las frecuenciascaracterísticas de los rayos Xproducidos al bombardearcada elemento con rayoscatódicos (electrones) dealta energía

• Moseley usó varios metales como blanco en sustubos de rayos catódicos

• Notó que cuando los rayos catódicos pegabansobre el metal y los rayos catódicos teníansuficiente energía (obtenida usando alto voltaje).

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Los experimentos de Moseley• Diferentes metales daban rayos X de diferentes

longitudes de onda o frecuencia (o lo que es lomismo de diferente energía)

• Lo que pasaba en esencia, era que los rayoscatódicos acelerados por el alto voltaje (electronesde alta energía) sacan a los electrones internos delos átomos metálicos al golpear contra estos.

• Cuando los electrones sacados del átomo regresana su lugar se emiten rayos X

• Como los electrones internos no estánapantallados por los demás electrones, la energíarequerida para sacarlos depende del número deprotones que hay en el núcleo

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Los experimentos de Moseley• De esta manera la energía de los rayos X y por

tanto su frecuencia y su longitud de onda, estárelacionada con el número de protones del núcleo

• Resultados del experimento:

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Los experimentos de Moseley• Al graficar el número atómico vs. la raíz cuadrada

del inverso de la longitud de onda obtiene esto:

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Los experimentos de Moseley• Así, observa que existe una relación matemática

entre la frecuencia de los rayos X producidos yel número atómico (es decir el número de seriede cada elemento en la tabla)

• Esto quería decir que el número atómico eramás un número de serie, es decir, que tienealguna base física

• Moseley propone que el número atómicocorresponde al número de electrones en elátomo del elemento en cuestión

• Esto también significa que el número atómicoes el número de cargas positivas del núcleo

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La estructura atómica• Entonces, a comienzo del S XX, estaba

firmemente establecido que el electrón era unapartícula fundamental

• Será entonces en este periodo que los físicos seocuparán de encontrar modelos de los átomos,que fueran compatibles con que:1.Tuvieran electrones2.Fueran neutros3.Se ajustaran a un esquema que explicara los

diferentes pesos atómicos4.Que explicara sus propiedades químicas

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La estructura atómica• Una manera de explicar lo anterior fue

sugerida por J.J. Thompson (hacia de1904)

• El cual propone este modelo del átomo:– El átomo consiste de una esfera de carga

positiva que tiene sepultados electrones concarga negativa.

– A este modelo sele conoce comoel modelo delpastel de pasas

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La estructura atómica• Ernest Rutherford por otro lado

estudia la radiación emitida porciertas sustancias radioactivas ynota que dependiendo de la sustanciaexaminada existen tres clases deradiación y cada una se comportade manera diferente:

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La estructura atómica• Al observar que:

– Los rayos β son atraídos por el ánodo– Los rayos α son atraídos por el cátodo– Los rayos γ no se ven afectados por el campo

• Propone que los rayos α y los rayos β sonpartículas cargadas

• en tanto que los rayos γ son radiación de altaenergía similar a los rayos X

• las partículas β sonelectrones a granvelocidad y tienencarga = -1

• las partículas α sonnúcleos de helio ytienen carga = +2

Elementoinestable

235U

Decaimientoespontáneo

rayos γ

partículas α

partículas βprotones

neutrones

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La estructura atómica• Un poco después, H. Geiger y E. Marsden al

estudiar el efecto de las partículas α emitidas porun material radiactivo en una hoja muy delgadade oro, con un aparato como este:

Bloque deBloque deplomoplomo

Colimadores

Colimadores

Pantalla de centelleoPantalla de centelleo

LLáminaáminade orode oro

Haz de Part

Haz de Partículas

ículas αα

Fuente de partFuente de partículas ículas αα

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La estructura atómica• Estos esperaban que de acuerdo al modelo de

Thomson, que las partículas α pasaran sinproblemas y que se desviaran unas cuantas.

– Los resultados observados revelaron que laspartículas α (iones de He2+) se desviaban de sucurso original

– Y además que una cantidad sorprendentementegrande de estas se desviaba 90° o más.

– Estos resultados eran inesperados pues el modelode Thomson predecía que una desviación tangrande de las partículas era insignificantementepequeña

ExperimentoExperimento Trayectoria esperada Trayectoria esperada Trayectoria observada Trayectoria observada

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La estructura atómica• El experimento de Geiger y Marsden puede

esquematizarse así:

• Las partículas α se desvían posiblemente debido a lainteracción electrostática entre estas y otro objetomasivo en el interior del átomo

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La estructura atómica• Para explicar lo anterior el mismo Rutherford

(1911), sugiere este modelo:– La mayor parte de la masa del átomo y toda la

carga positiva reside en una región muypequeña y densa llamada núcleo

– La mayor parte delvolumen del átomoes espacio vacío enel cual se muevenlos electrones contoda la carga negativadel átomo

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La estructura atómica• Al comparar el tamaño del núcleo con el del

átomo podríamos decir que– Si el núcleo fuera del tamaño de una canica,– Pesaría 300 toneladas– Y el átomo sería del tamaño del estadio Azteca

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La estructura atómica• Rutherford (en 1919) demuestra que los protones

y tienen carga positiva y están en el núcleo• Chadwick (en 1932) encuentra que los neutrones,

son partículas neutras y que se encuentrantambién en el núcleo

• Aunque los físicos han identificado a la fecha unagran cantidad de partículas subatómicas,

• A los químicos generalmente únicamente lesinteresan las siguientes:– Electrones– Protones– Neutrones

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La estructura atómica• El Protón

– El protón tiene una carga de +1 la cargaelectrónica (o, +1.602 x 10-19 C)

• El Neutrón– Los neutrones no tienen carga es decir son

eléctricamente neutros• Para ser neutros todos los átomos deben tener el

mismo número de electrones que de protones.• El Electrón

– El electrón tiene una carga negativa que vale -1.602 x 10-19 C

• Por conveniencia, la carga de las partículasatómicas y subatómicas se describe como unmúltiplo de este valor (carga electrónica)

• Entonces a la carga del electrón nos referimossimplemente como -1.

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La estructura atómica• Los protones y los neutrones residen en el núcleo

del átomo, este es pequeño comparado con eltamaño del átomo.

• La mayor parte del espacio que ocupa un átomo esel lugar que ocupan los electrones moviéndosealrededor del núcleo

• Los electrones son atraídos por el núcleo pues ahíresiden los protones que tienen carga positiva

• Las unidades de masa que usamos para describir alas partículas atómicas es la unidad de masaatómica o UMA

• Una unidad de masa atómica es igual a 1.66054 x10-24 g– Protón = 1.0073 uma.– Neutrón = 1.0087 uma– Electrón = 5.486 x 10-4 uma

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La estructura atómica• De esta comparación podemos ver que:

– Las masas del protón y del neutrón sonprácticamente idénticas

– En el núcleo reside prácticamente toda la masa delátomo

– Los electrones aunque tienen la misma carga quelos protones pero opuesta, corresponden solo al0.05% de la masa del átomo.

• El tamaño de un átomo es tan pequeño, que eldiámetro típico atómico está entre 1 x 10-10 y5 x 10-10 m, una medida muy conveniente deltamaño de los átomos es el angstrom(Å)=1x10-10 m

• La mayoría de los átomos tienen diámetros deentre 1 y 5 Å

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La estructura atómica• El modelo más sencillo que explica la ley periódica

y las razones por las que los elementos esténordenados tal como se ve en la tabla, es el deRutherford y Bohr

• Este modelo dice que los electrones se muevenalrededor del núcleo en capas

• Que un electrón puede cambiar de capa siempre ycuando emita o absorba energía.

• Que los electrones ocupan (de a dos en dos) losorbitales que se encuentran en las subcapas, lascuales a su vez están en capas

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La estructura atómica• Así, podemos pensar que en los átomos existen

capas donde hay electrones• Cada capa puede aceptar

únicamente un númerodeterminado de electrones

• Cuando añadimos electrones,estos ocuparán capas cada vezmás externas

• Al cambiar de capacambiamos de periodo

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La estructura atómica• A los electrones que se encuentran es estas capas

pueden dividirse en dos clases:– Los electrones de Core o

Kernel del átomo– Los electrones de valencia

• En todas las capas de un átomoexcepto la última se encuentranlos electrones de core oelectrones inertes

• A la última capa de electronesde un átomo, se le conocecomo capa de electrones devalencia, ahí se encuentranlos electrones que participanen los fenómenos que nos interesan a los químicos.

Electrones de core

Electrones de valencia

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Propiedades espectroscópicas• La luz que procede de un foco, es más o menos

continua.• Es decir que si la hacemos pasar por un prisma y la

proyectamos en una pantalla, generará un espectrocontinuo mostrando todas las longitudes de onda.

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Propiedades espectroscópicas• Sin embargo si interponemos hidrógeno (o

cualquier otro elemento) entre el foco y el prisma,la luz resultante no es continua.

• El espectro observado muestra una serie de líneasobscuras muy angostas, que se conocen comolíneas espectrales donde faltan ciertos coloresespecíficos.

• Este patrón de líneas oscuras es característico decada elemento.

• Y se le conoce como espectro de absorción atómica.

Espectro de absorción del Hidrógeno

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Propiedades espectroscópicas• Por otro lado, si calentamos ese mismo gas,

empieza a brillar.

• Y si enfocamos la luz que emite, se observanúnicamente líneas brillantes de ciertas longitudesde onda.

• Este patrón de líneas brillantes, también escaracterístico de cada elemento.

• Y se le conoce como espectro de emisión atómica

Espectro de emisión del Hidrógeno

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Propiedades espectroscópicas

• Entonces, tenemos que cualquier elemento en fasegas, produce dos clases de espectros.

• Ello, dependiendo de la manera que lo hagamosinteractuar con la radiación electromagnética.

• Si hacemos que la luz pase por donde está el gasobtenemos el espectro de absorción.

• En cambio si la le damos suficiente energía, comopara excitarlo, podremos obtener después deexcitarlo el espectro de emisión.