Química Revista Unidad 2

Guía para el examen global de conocimientos 409 Unidad 1 Materia Unidad 2 Estructura atómica Unidad 3 Tabla periódica Unidad 4 Enlace químico Unidad 5 Reacciones químicas Objetivo: al término de la unidad, el estudiante describirá la evolución del estudio del átomo, el diseño de los modelos atómicos y las propiedades de sus partículas fundamentales. Componentes del átomo El átomo es la partícula más pequeña e indivisible de la materia que interviene en una reacción química. Los átomos están formados por tres tipos de partículas fundamentales: Partícula Descubridor Año Carga eléctrica Electrón J. J. Thomson 1897 Negativa Protón Rutherford 1920 Positiva Neutrón Chadwick 1932 Neutra Modelos atómicos h John Dalton La hipótesis atómica de Dalton (1808) fue importante porque marcó la tendencia que ha seguido la química hasta nuestros días, la cual considera al átomo como la partícula fundamental de la materia con la capacidad para unirse con otros átomos para formar moléculas. En esencia, la hipótesis atómica de Dalton postula lo siguiente: • La materia y los elementos están formados por minúsculas partículas in- divisibles llamadas átomos. • Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propie- dades.

410 Colegio Nacional de Matemáticas • Los átomos del mismo elemento son iguales en tamaño, en masa y propiedades. • Los átomos de los diversos elementos tienen masas, tamaños y propiedades diferentes. • Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos de diferentes elementos, en proporciones fijas y sencillas. h John. J. Thomson Este químico propuso en 1904 un modelo de átomo en el que la carga positiva tenía la forma de nube difusa que contenía cargas negativas uni- formemente distribuidas, este modelo se asemeja a un “pudín de pasas”, donde los electrones eran como “pasas” negativas incrustadas en un “pu- dín” de materia positiva. (Zárraga, 2004). h Ernest Rutherford En 1911 propuso un modelo atómico, en el que el núcleo es la masa del átomo y contiene la carga positiva (establece la existencia del núcleo). Con respecto a los electrones, Rutherford propuso que se sitúan en forma de satélites alrededor del núcleo, y afirmó que existen diferentes trayectorias, aunque no describió su forma. h Niels Bohr Postula en 1913 un sistema, el cual se resume así: • Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. • Mientras los electrones permanezcan en un determinado nivel, no ganan ni pierden energía (Flores, 2005). • Cuando los electrones ganan o pierden energía, saltan de una órbi- ta permisible a otra. W Modelo actual (cuántico) En la actualidad se determinan parámetros para saber la ubicación o región que ocupa un electrón en el átomo. Los cuatro parámetros fundamentales se conocen como números cuánticos: h n: número cuántico principal Representa la capa o nivel principal de máxima energía a la que se asocia el electrón, puede tomar valo- res enteros mayores que cero. n = 1, 2, 3, 4,… n = 1 es la órbita del nivel más bajo de energía, conforme los electrones adquieren más energía van ocupando niveles, cuyo “n” es mayor y están más alejados del núcleo. Aumento de energía Orbitales o niveles de energía electrones (-) Núcleo +p 2 8 18 32 32 18 8 +-- n K LMNOPQ

Guía para el examen global de conocimientos 411 h l: número cuántico secundario Determina el tipo de subniveles posibles en donde se localiza el electrón y se relaciona con la nube elec- trónica. Sus valores son: l = 0, 1, 2, 3,..., (n – 1) Los tipos de subniveles pueden ser: p Si el valor de “l” es cero, lo representa el subnivel “s” (del inglés, sharp). s Si el valor de “l” es uno, lo representa el subnivel “p” (del inglés, peanut). d Si el valor de “l” es dos, lo representa el subnivel f “d” (del inglés, diffuse). Si el valor de “l” es tres, lo representa el subnivel “f ” (de fundamental). h m: número cuántico magnético Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos sometidos a un campo magnético. El número de orientaciones de los orbitales está dado por la relación (2 l + 1) y cuyos valores pueden ser desde – l hasta + l, pasando por el cero. Así, por ejemplo, si el valor de l es 2, los orbitales podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m = -2, -1, 0, 1 y 2. nl m El conjunto de los tres primeros números cuánticos determina la 10 0 forma y la orientación de los orbitales: 20 0 -1, 0, 1 1 30 0 1 -1, 0, 1 2 -2, -1, 0, 1, 2 40 0 1 -1, 0, 1 2 -2, -1, 0, 1, 2 3 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 h s: número cuántico espín Lo produce el electrón al girar sobre su propio eje. Al girar un electrón crea un campo magnético con un determinado sentido, de ahí que en la reempe (orbital), se pueda colocar otro electrón con campo o espín contrario. Solamente existen dos orientaciones posibles de espín, cuyos valores son: ½ (m) y – ½ (o). S= + 1/2 S= - 1/2

412 Colegio Nacional de Matemáticas Configuración electrónica Es la distribución más probable y estable (la energía más baja) de los electrones entre los orbitales dis- ponibles de un átomo. Para expresar la configuración electrónica de un átomo en su estado de mínima energía, se requiere de un proceso que aplica las siguientes reglas: h Principio de exclusión de Wolfgang Pauli “En un átomo no puede haber dos electrones con los números cuánticos iguales, lo que lleva a que en un orbital sólo puede haber dos electrones, uno girando en un sentido y el otro en el sentido contrario.” (Flo- res, 2005.) h Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund “Los electrones deben acomodarse primero en los orbitales de menor energía, para iguales valores de la suma n + l primero se acomodan en el orbital donde n sea menor. Si dos electrones van a acomodarse en el subnivel 2p lo harán primero en el orbital px y el segundo en el orbital py”. (Flores, 2005.) Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo se anota el nivel (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7), el tipo de subnivel (s, p, d, f ) y como superíndice el número de electrones que cada subnivel contenga. Ejemplo h Principio de edificación progresiva o regla de Auf-Bau Cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de mínima energía. Para realizar las configuraciones electrónicas es necesario seguir el siguiente procedimiento: • Paso 1. Conocer el número atómico del elemento. • Paso 2. Tomar en cuenta la siguiente tabla de valores para hacer las configuraciones. Niveles de energía Subniveles de energía Número de orbitales en cada subnivel (2 electrones cada uno) 1 (K) = 2e s = 2e 2 (L) = 8e s = 2e, p = 6e s=1 3 (M) = 18e s = 2e, p = 6e, d = 10e s =1, p = 3 4 (N) = 32e s = 2e, p = 6e, d = 10e, f = 14e s = 1, p = 3, d =5 5 (O) = 32e s = 2e, p = 6e, d = 10e, f = 14e s = 1, p = 3, d = 5, f = 7 6 (P) = 18e s = 2e, p = 6e, d = 10e s = 1, p = 3, d = 5, f = 7 7 (Q) = 8e s = 2e, p = 6e s = 1, p = 3, d =5 s =1, p = 3

Guía para el examen global de conocimientos 413 • Paso 3. Hacer la configuración siguiendo la regla de 1s 2p 4f Auf–Bau o regla de las diagonales. 2s 3p 3d 5f 3s 4p 4d • Paso 4. En el diagrama energético los electrones lle- 4s 5p 5d nan uno por uno los orbitales de energía más baja y 5s 6p 6d después los niveles de energía superiores. 6s 7p 7s • Paso 5. Regla de Hund: si se cuenta con orbitales vacíos de la misma energía, se distribuirán en ellos Regla Auf–Bau tan uniformemente como sea posible. • Paso 6. Los orbitales sólo pueden tener dos electro- nes con espín (giro) opuesto cada uno y se represen- tan con flechas. El orden progresivo de la configuración electrónica será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6. Ejemplo: 12 C 6 1s22s22p2