Quimica en Apuntes u1

Química

Unidad 1

Estructura atómica y clasificación periódica

Apuntes de la unidad

En estos apuntes haremos un recorrido por los conceptos estructurantes de la

Unidad 1: la composición de los átomos y de los iones, los números que los

caracterizan, la representación simbólica, la estructura electrónica, la

información que brinda la tabla periódica y las propiedades periódicas de los

elementos, tales como el radio atómico y la energía de ionización. En el

desarrollo de estos temas, utilizamos los niveles de representación simbólico y

submicroscópico.

Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y

la profundización de los temas correspondientes a esta unidad:

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 2: Átomos y moléculas, Capítulo 3:

Estructura electrónica de los átomos y Capítulo 4: Clasificación periódica de los

elementos, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Es importante que tengan en cuenta que los temas de esta unidad son

fundamentales para avanzar en el estudio e integrar los contenidos del resto de

las unidades y son aplicados en la resolución de ejercicios sobre: uniones

químicas, estructura tridimensional de las partículas, polaridad de las moléculas

y magnitudes atómicas y moleculares.

Composición atómica

El átomo es una partícula eléctricamente neutra, que constituye a la materia. Tiene un núcleo

formado por protones y neutrones, alrededor del cual se encuentran los electrones. A partir del

año 1963, el físico estadounidense Murray Gell-Man propone la existencia de partículas más

elementales: los quarks, cuyo estudio excede a los objetivos del curso. Al referirnos a la

composición atómica, tenemos en cuenta cómo está constituido un átomo.

Química

Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

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A continuación, mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de su estructura:

Al conjunto de partículas constituyentes del átomo se las llama partículas subatómicas

(protones, neutrones y electrones).

Cada una de estas partículas posee masa. Los electrones tienen una masa despreciable

comparada con la masa de protones y neutrones, razón por la cual prácticamente la totalidad

de la masa del átomo se concentra en el núcleo.

El tamaño del núcleo de un átomo es extremadamente pequeño, en comparación con el

tamaño total del átomo.

Los protones y los electrones poseen carga eléctrica, positiva y negativa respectivamente.

Los neutrones no tienen carga.

El número de protones (nº p) coincide con el número de electrones (nº e), por lo

tanto, el átomo es una partícula eléctricamente neutra.

Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en su núcleo,

a este número se lo llama número atómico y se lo simboliza con la letra Z. El número

atómico caracteriza a cada elemento. En la tabla periódica, los elementos se encuentran

ordenados por número atómico creciente.

El número másico se simboliza con la letra A, es un número entero (sin unidades) que

indica la suma entre el número de protones y el número de neutrones (nº n) de un átomo.

En la mayoría de las tablas el número másico no se informa.

La notación simbólica convencional para un átomo de un elemento X es:

XA

Z

Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento que poseen igual número

atómico y diferente número másico. Es decir, tienen igual número de protones y distinto

número de neutrones. Por ejemplo, los isótopos del carbono son:

El número de neutrones se calcula a partir de la diferencia entre el número másico y el número

de protones.

Isótopo C12

6 C13

6 C14

6

Composición nuclear

6 p

6 n

6 p

7 n

6 p

8 n

Número de electrones 6 e 6 e 6 e

A = nº p + nº n

Z = nº p

nº n = A – nº p

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Se llama ion a toda partícula con carga eléctrica positiva o negativa, formada a partir de

uno o más átomos por la pérdida o ganancia de uno o más electrones. A los iones con carga

negativa se los denomina aniones y a los iones con carga positiva, cationes. Según el

número de cargas, se clasifican en aniones o cationes monovalentes, divalentes, trivalentes,

etc, por ejemplo:

o un átomo de Ca40

20 está formado por 20 protones, 20 electrones y 20 neutrones. El ion

estable del calcio 240

20Ca (catión divalente o ion dipositivo) está formado por 20

protones, 18 electrones y 20 neutrones.

o un átomo de P31

15 está formado por 15 protones, 15 electrones y 16 neutrones. El ion

estable del fósforo 3

P31

15 (anión trivalente o ion trinegativo) está formado por 15

protones, 18 electrones y 16 neutrones.

En síntesis:

Son especies isoelectrónicas aquellas partículas con igual número de electrones. Por

ejemplo, los iones mencionados anteriormente son isoelectrónicos con el argón.

3P

31

15 , 240

20Ca y Ar

40

18 Las tres partículas poseen 18 electrones.

Estructura electrónica de los átomos

Los electrones son una de las partículas que constituyen a los átomos y la estructura

electrónica es la distribución de los electrones alrededor del núcleo.

En el Capítulo 3: Estructura electrónica de los átomos, del texto Química Básica hay

información acerca de los experimentos que llevaron a determinar la estructura atómica y una

breve reseña de los principales modelos atómicos que ha habido a lo largo de la historia. Es

útil que los lean para poder conocer la evolución de los distintos modelos atómicos y entender

las ideas que sustentan al modelo atómico actual.

A continuación, mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de la estructura

electrónica de los átomos:

Los electrones tienen comportamiento dual (onda-partícula) y se encuentran alrededor del

núcleo en zonas de máxima probabilidad denominadas orbitales.

Es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de los

electrones. Solo pueden establecerse zonas de elevada probabilidad en las que estos se

encuentran.

Se define orbital a la zona del espacio, alrededor del núcleo, en la cual existe una elevada

probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se designan con las letras s, p, d y f.

Átomos Cationes Aniones

nº e = nº p nº p > nº e nº e > nº p

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En cada orbital puede hallarse hasta 2 electrones como máximo.

Los niveles de energía tienen valores enteros positivos (1, 2, 3, etc.). Cada nivel de energía

está relacionado con el tamaño de la nube electrónica y la energía del electrón.

Los subniveles de energía se designan con las letras s, p, d y f y el número del nivel de

energía correspondiente. Por ejemplo, los subniveles que componen los niveles electrónicos 1,

2, 3 y 4 son:

El orden creciente de energía dentro de los subniveles de un mismo nivel es: s<p<d<f

En un átomo en estado fundamental, los electrones ocupan los niveles y subniveles de

menor energía posible. El estado fundamental es el de menor energía posible.

La configuración electrónica (CE) es una manera de describir el estado energético de los

electrones en un átomo en su estado fundamental. La CE se puede expresar a partir de la

Regla de las diagonales, o considerando la energía orbital creciente, como figura en la tabla

periódica. Esta regla mnemotécnica (la Regla de las diagonales) permite asignar a los

electrones en los distintos niveles y subniveles de energía correspondientes, de manera tal que

la energía del átomo en su conjunto sea mínima. Por ejemplo:

CE Según la Regla de las diagonales Como figura en la tabla periódica

CE Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 [Ar] 4s2

CE Te 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4 [Kr] 4d10 5s2 5p4

La configuración electrónica externa (CEE) es la distribución de los electrones que

intervienen en las uniones químicas, es decir, de los electrones externos y puede determinarse

a partir de la C.E. A continuación, escribimos las CEE del telurio y del calcio en base a la

información que figura en la tabla periódica:

CE Ca: [Ar] 4s2 CEE Ca: 4s2

CE Te: [Kr] 4d105s2 5p4 CEE Te: 5s2 5p4

Lo resaltado corresponde a los electrones del último nivel de energía.

Nivel nº Subniveles Subniveles

1 1 1s

2 2 2s 2p

3 3 3s 3p 3d 4 4 4s 4p 4d 4f

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Tabla periódica de los elementos

A lo largo de la historia, los científicos organizaron la información disponible de los distintos

elementos utilizando diferentes criterios. El descubrimiento de nuevos elementos y el estudio

de las propiedades de las sustancias simples que estos constituyen, manifestaron algunas

semejanzas, lo que aumentó el interés de la comunidad científica por buscar algún tipo de

clasificación. En el año 1869, el químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeleiev presentó una tabla

en la que ordenaba los elementos químicos conocidos hasta el momento, que sirvió de base

para la construcción de la tabla periódica actual.

A continuación, mencionamos una serie de conceptos fundamentales sobre este tema:

La tabla periódica actual está dividida en 18 grupos (columnas) y 7 períodos (filas), los

grupos se enumeran de 1 a 18 y los períodos de 1 a 7. Según la clasificación más antigua, los

grupos se identifican con números romanos seguidos de la letra A o la letra B.

Los elementos se ordenan por número atómico creciente.

Los átomos de los elementos que pertenecen al mismo grupo presentan propiedades

similares.

Los elementos que pertenecen a un determinado grupo presentan la misma CEE general. Al

observar cada grupo de la tabla periódica, se puede generalizar, por ejemplo, que los átomos

de los elementos que pertenecen al grupo 1 (IA) tienen CEE ns1, los que pertenecen al grupo

12 (IIB) tienen CEE ns2 (n-1) d10, y los que pertenecen al grupo 16 (VIA) tienen CEE ns2 np4.

Es posible escribir una expresión general de la CEE para cada grupo, por ejemplo, para los

elementos representativos:

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CEE general Grupo

ns1 1 ó IA

ns2 2 ó IIA

ns2 np1 13 ó IIIA

ns2 np2 14 ó IVA

ns2 np3 15 ó VA

ns2 np4 16 ó VIA

ns2 np5 17 ó VIIA

ns2 np6 18 ó VIIIA, excepto He

A partir de las CE de los átomos de los distintos elementos de la tabla periódica, es posible

observar que existen distintos bloques, o conjunto de elementos, que tienen el último electrón

en el mismo tipo de orbital.

Los elementos que pertenecen a los bloques s ó p se denominan elementos

representativos, los elementos que pertenecen al bloque d, elementos de transición y los

elementos que pertenecen al bloque f, elementos de transición interna.

Los elementos de transición interna no pertenecen a ningún grupo. Se denominan

lantánidos a los elementos cuyo Z se encuentra comprendido entre 58 y 71 y actínidos, a

los elementos cuyo Z se encuentra comprendido entre 90 y 103.

Dentro de los elementos representativos, algunos grupos tienen nombres particulares. El

grupo 1 es el grupo de los metales alcalinos, el grupo 2 es el grupo de los metales

alcalino-térreos, el grupo 17 es el grupo de los halógenos y el grupo 18 es el grupo de los

gases nobles o gases inertes.

Figura 1. División de la tabla periódica en bloques

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Propiedades periódicas de los elementos

Las propiedades periódicas que analizamos son: radio atómico, energía de ionización, carácter

metálico y electronegatividad. Dichas propiedades están relacionadas con la CE de los átomos

y dependen, principalmente, del número de niveles de energía en los que se distribuyen los

electrones y de la carga nuclear efectiva.

A continuación, mencionamos una serie de conceptos fundamentales acerca de este tema:

Al considerar al átomo como una esfera, se define radio atómico (Ra) a la distancia entre

el centro del núcleo y el nivel de energía más externo. El radio de un átomo depende de la

fuerza relativa de atracción que el núcleo ejerce hacia los electrones. Aumenta en un grupo, a

medida que aumenta el número atómico y, en un período disminuye a, medida que aumenta

Z.

Figura 2. Variación del radio atómico en la tabla periódica

o Si dos elementos pertenecen a un mismo grupo de la tabla periódica, sus átomos

presentan la misma CEE general, es decir, poseen igual número de electrones externos,

y el de mayor número atómico tiene sus electrones distribuidos en mayor número de

niveles energéticos, por lo que aumenta la distancia media entre los electrones externos

y el núcleo, y por lo tanto, posee mayor radio atómico.

o Si dos elementos pertenecen al mismo período, sus átomos tienen sus electrones

distribuidos en igual número de niveles energéticos por lo que el número de electrones

internos no varía o varía poco, y el de mayor número atómico tiene mayor número de

protones y mayor carga nuclear efectiva. La mayor carga nuclear efectiva que

experimentan los electrones aumenta la atracción entre estos y el núcleo disminuyendo

el radio atómico.

La energía de primera ionización (Ei) es la energía necesaria para “arrancar” un electrón

a un átomo aislado (estado gaseoso) y en su estado fundamental. Esta propiedad se relaciona

con el radio atómico, ya que cuanto mayor es el radio atómico, menor es la atracción entre el

núcleo y los electrones externos. Es decir, la energía necesaria para arrancar un electrón es

menor cuanto mayor sea el radio atómico. Aumenta en un grupo, a medida que disminuye Z y

en un período aumenta, a medida que aumenta Z.

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Figura 3. Variación de la energía de ionización en la tabla periódica

o Si dos elementos pertenecen a un mismo grupo de la tabla periódica, sus átomos

presentan la misma CEE general; a mayor número atómico (Z), menor es la atracción

entre el núcleo y los electrones externos y mayor es el radio atómico, en consecuencia,

se necesita menos energía para arrancar el electrón más débilmente unido.

o Si dos elementos pertenecen al mismo período, sus átomos tienen sus electrones

distribuidos en igual número de niveles de energía; el que posea mayor número

atómico tiene menor radio atómico, es decir, mayor es la atracción entre los electrones

y el núcleo, en consecuencia, se necesita más energía para arrancar el electrón más

débilmente unido.

Se define carácter metálico de un átomo a la tendencia a ceder electrones. Cuanto menor

sea la Ei, mayor será el carácter metálico de un átomo, es decir, mayor será la tendencia a

ceder electrones y formar cationes. Aumenta en un grupo, a medida que aumenta el número

atómico y en un período disminuye, a medida que aumenta Z.

La electronegatividad (En) es una medida de la tendencia que tiene un átomo de atraer

hacia sí el par de electrones en una unión química. Generalmente, los valores de

electronegatividad figuran en la tabla periódica. El flúor es el elemento más electronegativo. En

la escala de electronegatividad propuesta por el químico estadounidense Linus Carl Pauling

(1901-1994), se le asigna, arbitrariamente, un valor 4,0 (máximo valor de esta escala); el

resto de los elementos tienen valores menores que este. Debido a su escasa reactividad, a los

gases nobles no se les asigna valores de En.

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Figura 4. Variación de la electronegatividad en la tabla periódica

En el siguiente esquema, presentamos la variación de todas las propiedades analizadas, se

señalan los dos sectores en los que se encuentran los valores extremos de las mismas.

Figura 5. Tendencia de la variación de las propiedades periódicas

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Para afianzar los contenidos de esta unidad

Les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después de haber

estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

¿Cuáles son las partículas fundamentales que constituyen un átomo?

¿A qué se denomina número atómico y a qué número másico?

¿Cómo se simboliza un átomo?

¿Cuál es la diferencia entre un átomo y el ion estable correspondiente?

¿A qué se denomina especies isoelectrónicas?

¿Qué es un isótopo?

¿Cuáles son los conceptos fundamentales del modelo atómico actual?

¿Qué representan la configuración electrónica y la configuración electrónica externa?

¿Qué información brinda la tabla periódica y cómo varían las propiedades de los elementos a lo

largo de un grupo y de un período?

Ejercicio explicado

A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos

los contenidos de la Unidad 1 y mostramos una forma de relacionar la teoría con

la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

La molécula TR2 tiene 22 protones y 24 neutrones. T y R son átomos de elementos

representativos que pertenecen al 2º período de la tabla periódica. El átomo del elemento R

tiene 6 electrones externos.

a) Indiquen el número atómico de T y el grupo al que pertenece.

b) Escriban el símbolo y la CEE de un átomo cuyo catión monovalente es isoelectrónico con R2-.

c) Indiquen el número másico del isótopo de T, sabiendo que el núcleo contiene 8 neutrones.

d) Mencionen el tipo y el número de partículas con carga eléctrica que forman el isótopo de T.

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Resolución

Comenzamos considerando que las letras T y R representan a elementos de la clasificación

periódica, a los que vamos a identificar al resolver el ejercicio.

a) Como se tiene que indicar el número atómico de T y el grupo al que pertenece, primero hay

que conocer qué elemento es T y para determinarlo, se dispone de la siguiente información:

La molécula TR2 tiene 22 protones, aportados por los 3 átomos que la forman, en

consecuencia,

el nº total de p de TR2 = nº p T + 2. nº p R = 22

Para despejar el número de protones de T de la expresión anterior, tenemos en cuenta que el

átomo de R tiene 6 electrones externos, es decir que es un elemento del grupo 16 ó VI A (el

número de electrones externos coincide con el número de grupo en la clasificación antigua) y,

si pertenece al segundo período, los electrones están distribuidos en dos niveles de energía, es

decir que su CEE es 2s2 2p4. Con este dato y con la tabla periódica, se determina que R es un

átomo del elemento oxígeno (O).

ZO = 8, por lo tanto, tiene 8 p en su núcleo.

Sabemos que R es el oxígeno, entonces, podemos despejar nº p de T de la siguiente manera:

nº pT = el nº total de p de TR2 - 2. nº p R = 22 – 2 . 8 = 22 – 16 = 6

nº p T = 6

Es decir, el Z de T es 6. El átomo del elemento que corresponde a ese Z es el carbono (6C).

Rta: ZT=6, grupo 14 ó IV A

b) En este punto, para escribir el símbolo y la CEE de un átomo cuyo catión monovalente es

isoelectrónico con R2-, comenzamos analizando qué es un catión monovalente y qué significa

el término isoelectrónico.

Recuerden que se denomina catión monovalente a una partícula con una carga positiva, debido

a que el número de protones es mayor que el número de electrones, y simbólicamente se

representa por X+. El término isoelectrónico significa que tienen el mismo número de e. Por

lo tanto, las partículas X+ y R2- son especies isoelectrónicas.

R2- es 8O2-, como el ion tiene dos cargas negativas y 8 p, significa que el número de electrones

es mayor que el número de protones. Este anión está formado por 8 p y 10 e.

Por lo tanto, X+ tiene 10 e-. Si el ion tiene 1 carga positiva y 10 electrones, significa que el

número de protones es mayor que el número de electrones (tiene 1 carga positiva sin

compensar). Por lo tanto, en el núcleo hay 11 protones, entonces el átomo X tiene Z= 11

(pues el número de protones no se modifica al formarse un ion), el símbolo del elemento que

corresponde a ese Z es Na.

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O dicho de otro modo, para formar un catión monovalente o ion monopositivo, un átomo

pierde 1 electrón, por lo tanto, el átomo tiene 1 e más que el ion. Si el ion tiene 10 e, el átomo

tiene 11 e y, por ser una partícula eléctricamente neutra, tiene 11 protones.

A partir de la CE del átomo de sodio que figura en la tabla periódica, escribimos su CEE.

CE Na: [Ne] 3s1 CEE Na: 3s1

Rta: Na, CEE 3s1

Es importante destacar que la consigna es escribir el símbolo y la CEE de un

átomo, por lo tanto, es incorrecto escribir el símbolo y la CEE del ion.

c) A continuación, para escribir el número másico del isótopo de T, utilizamos la siguiente

expresión:

A = nº p + nº n

T es el 6C y se informa que el núcleo tiene 8 neutrones, por lo tanto:

A = 6 + 8 = 14

Rta: A=14

d) Por último, para indicar el tipo y el número de partículas con carga eléctrica que forman el

isótopo de T, tenemos en cuenta que las partículas con carga eléctrica son los p y los e, porque

los neutrones no poseen carga. Por lo tanto, el átomo 6C tiene 6 p , 6 e.

Rta: 6 p y 6 e

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