Estructura atómica

Postulados de Dalton

Alrededor del año 400 a.C., Demócrito supuso que toda la materia estaba compuesta por partículas pequeñas, simples e indivisibles a las que denominó átomos. Sus ideas fueron rechazadas durante 2.000 años y recién volvieron a tener sentido a fines del siglo XVIII. La palabra átomo deriva del griego y significa no dividido o indivisible: Platón y Aristóteles rechazaron este concepto.

En 1803 John Dalton resumió y completó los nebulosos conceptos de los científicos y filósofos antiguos. Sus ideas conforman la teoría atómica de Dalton:

1. Un elemento se compone de partículas indivisibles y extremadamente pequeñas llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento tienen las mismas propiedades, que difieren de las de los otros elementos.
3. Los átomos no pueden ser creados, destruidos ni convertidos en átomos de otro elemento.
4. Los compuestos se forman cuando se combinan átomos de diferentes elementos en relaciones numéricas sencillas.
5. En un compuesto dado, los números relativos y los tipos de átomos permanecen constantes.

Dalton pensaba que los átomos eran esferas sólidas e indivisibles. Sus postulados, incluso con sus errores, proporcionaron una base de trabajo que luego fue modificada y aumentada, por lo que se lo considera el padre de la teoría atómica moderna.

Partículas fundamentales

Son las partículas elementales que conforman los átomos: electrones, protones y neutrones. Conocer su naturaleza y sus funciones es clave para entender los hechos y enlaces químicos.

El electrón

Su existencia derivó de dos tipos de experiencias: la electrólisis y los rayos catódicos.

1. Electrólisis

A principios del siglo XIX Hubert Davy encontró que las disoluciones acuosas de ciertas sustancias llamadas electrolitos conducían la corriente eléctrica. Los electrolitos tienen la propiedad de que al disolverse en agua se descomponen en sus iones constituyentes. El NaCl se separa en aniones cloruro (Cl⁻) y cationes sodio (Na⁺).

Se coloca una disolución acuosa del electrolito en un recipiente llamado celda electrolítica y se sumergen dos barritas conductoras llamadas electrodos. Al aplicar una diferencia de potencial se verifica la circulación de una corriente eléctrica, debida al movimiento de los iones a través de la disolución.

Ejemplo con cloruro cúprico, CuCl₂ → 2 Cl⁻ + Cu⁺²:

Faraday y la carga del electrón

De 1832 a 1833 Michael Faraday, discípulo de Davy, determinó la relación cuantitativa entre la cantidad de electricidad empleada en una electrólisis y la reacción química a la que daba lugar. Se sabía que para depositar en uno de los electrodos una determinada masa de un elemento era necesaria una cantidad de electricidad también determinada. Ello llevó a suponer que en la constitución de cada átomo debía intervenir una determinada carga eléctrica.

Para desprender un átomo gramo de hidrógeno se debía aportar 96.500 culombios (constante de Faraday), y en un átomo gramo de hidrógeno hay 6,02 × 10²³ átomos (número de Avogadro). A esa cantidad de carga eléctrica discreta, Stoney la llamó electrón.

2. Rayos catódicos

La prueba más contundente de la existencia de los electrones. Se hacía pasar una corriente eléctrica de alto voltaje a través de gases a baja presión, dentro de tubos de rayos catódicos: tubos de vidrio de unos 50 cm con un electrodo en cada extremo, conectados a una diferencia de potencial cercana a los 10.000 voltios. Al aplicar el voltaje comienzan a emanar rayos con estas características:

• a) Salen del cátodo. Si se coloca detrás del ánodo una placa de sulfuro de cinc y se aplica el voltaje, aparece una zona fluorescente. Si se introduce un objeto entre el ánodo y el cátodo, aparece la sombra de ese objeto en la zona de fluorescencia. Esto indica que los rayos salen del cátodo y por consiguiente deben poseer carga negativa.
• b) Se propagan en línea recta. Se comprueba con tubos en ángulo: el haz choca contra la pared opuesta al cátodo sin desviarse.

El protón

La relación entre la carga y la masa del protón es:

Radiactividad

En 1896 Becquerel, estudiando una sal de uranio (sulfato doble de uranilo y potasio), descubrió que emitía una serie de rayos que podían velar una placa fotográfica sin haber sido esta expuesta a la luz solar. En ese entonces el uranio era el elemento más pesado que se conocía.

Posteriormente los esposos Curie estudiaron los elementos capaces de emitir estas radiaciones y comprobaron que eran dos: el uranio y el torio. Se denominó radiactividad a la facultad de estos elementos de emitir radiaciones, y radiactivas a las sustancias que la poseían.

Si se las sometía a la acción de un campo eléctrico o magnético, las radiaciones se dividían en dos tipos de rayos: los que se desviaban hacia el polo negativo (rayos alfa, de carga positiva) y los que se desviaban hacia el polo positivo (rayos beta, de carga negativa). Pronto se halló una tercera categoría que no experimentaba ninguna desviación: los rayos gamma, que no tenían ni masa ni carga. Su naturaleza es de carácter electromagnético, como la de los rayos luminosos, infrarrojos, ultravioleta y rayos X.

• Alfa: son detenidos por una hoja de papel o una lámina de aluminio de 0,1 mm de espesor. Son emitidos por los núcleos de los átomos de las sustancias radiactivas.
• Beta: partículas materiales de naturaleza semejante a la de los rayos catódicos.
• Gamma: no son desviados por campos eléctricos ni magnéticos; su naturaleza es similar a la de los rayos X y viajan a la velocidad de la luz en el vacío.

Los fenómenos radiactivos fueron interpretados por Rutherford y Soddy como verdaderas desintegraciones del átomo en sus partículas integrantes.

El neutrón

La tercera partícula fundamental, el neutrón, fue descubierta en 1932 cuando Chadwick interpretó unos experimentos de bombardeo de berilio con partículas alfa de gran energía. De esa experiencia obtuvo carbono, rayos gamma y una partícula sin carga muy parecida al protón, a la que llamó neutrón.

Modelos atómicos

Conocidas las partículas fundamentales que componían al átomo, quedaba aún determinar de qué forma se distribuían dentro del mismo. Surgieron así diversos modelos atómicos.

Modelo de Thomson

Thomson supuso que el átomo era una esfera maciza de carga positiva, formada por protones, en la cual se hallaban distribuidos los electrones, en forma similar a las pasas dentro de un budín. Sin embargo esta concepción no se mantuvo mucho tiempo.

Modelo de Rutherford

En 1910 el equipo investigador de Rutherford realizó una serie de experimentos que tuvieron un gran impacto en el mundo científico. Bombardearon una delgada lámina de oro con partículas alfa procedentes de una fuente radiactiva. Detrás de la lámina colocaron una pantalla de sulfuro de cinc para observar cómo se esparcían las partículas: producían un centelleo denunciando su lugar de incidencia, y así se contaron los centelleos para determinar la proporción de partículas desviadas con diferentes ángulos.

Se esperaba que casi todas las partículas alfa pasaran a través de la lámina sufriendo una pequeña o nula deflexión. Sin embargo se observó que algunas eran desviadas con ángulos enormes, e incluso algunas rebotaban contra la lámina y volvían. El asombro de Rutherford fue muy grande.

Rutherford demostró que la desviación se debía a la repulsión ejercida por zonas de carga positiva existentes en la lámina (las partículas alfa también poseen carga positiva). Verificó que la masa de dichos centros positivos era casi igual a la de un átomo de oro, pero que su diámetro era solo 1/10000 del diámetro del átomo. Llegó a la conclusión final de que los átomos contenían centros pequeños, masivos y de carga positiva, a los que llamó núcleos atómicos. Además, el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la lámina sin sufrir desviación indicaba que el átomo posee grandes espacios vacíos.

El átomo se representa como espacio vacío. En su centro está el núcleo, donde se concentra la carga positiva. La mayoría de las partículas alfa pasan por el espacio vacío sin desviarse; las que pasan cerca del núcleo sufren repulsión electrostática y son desviadas; las que siguen rumbo de colisión son repelidas hacia atrás.

Se ideó entonces un modelo en forma de sistema solar: casi toda la masa se concentraba en el centro (núcleo) y poseía carga positiva, mientras que los electrones se encontraban alrededor del mismo en determinadas órbitas. El número de cargas positivas (protones) ubicadas en el núcleo era igual al número de cargas negativas (electrones) que se encontraban a su alrededor.

Los electrones no podían estar quietos, porque la atracción electrostática los hubiera hecho caer contra el núcleo. Debían girar alrededor del núcleo: ese giro originaba una fuerza centrífuga (hacia afuera) que contrarrestaba la fuerza centrípeta (hacia adentro) originada por la atracción electrostática. Al igualarse ambas, el electrón giraría en una órbita circular.

Modelo de Bohr

Las partículas muy pequeñas, como los electrones, átomos y moléculas, no obedecen las leyes de la mecánica clásica: su comportamiento se describe mucho mejor mediante la mecánica cuántica. Fue Bohr quien condicionó la mecánica clásica a la mecánica cuántica de Planck. Sus postulados:

1. Los átomos y moléculas solo pueden existir en ciertos estados energéticos que se caracterizan por tener determinadas energías (niveles energéticos). Cuando cambian su estado energético deben absorber o emitir energía suficiente para alcanzar el nuevo estado. A los distintos niveles de energía Bohr los llamó órbitas.
2. Si se le entrega energía al átomo (calor, electricidad), el electrón está excitado. El estado de excitación es inestable, y el electrón cae nuevamente a su nivel energético original emitiendo la energía que había adquirido durante el salto al nivel superior. La emisión la realiza en forma de ondas electromagnéticas (fotón).
3. Los estados energéticos de los átomos y moléculas pueden describirse mediante grupos de números llamados números cuánticos.

Visión mecanocuántica de los átomos

Uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica es que no puede determinarse con precisión el camino seguido por los electrones. El principio de Heisenberg o principio de incertidumbre establece que:

Como no podemos determinar las dos cosas a la vez, hay que hacer una aproximación estadística y hablar de la probabilidad de encontrar al electrón en determinadas regiones del espacio. Surge así el concepto de orbital.

Números cuánticos

Describen los orbitales atómicos e identifican los electrones que hay dentro. Se emplean para describir las configuraciones electrónicas de todos los átomos.

Número cuántico principal (n)

Describe el nivel energético que ocupa el electrón y determina el volumen o tamaño del orbital. Bohr denominaba a sus órbitas con las letras K, L, M, N, O, P, Q; hoy sabemos que no existen órbitas definidas sino niveles energéticos, y se numeran: a la K le corresponde n = 1, a la L el 2, y así sucesivamente.

Los niveles más cercanos al núcleo tienen menor energía. El número máximo de electrones de un nivel es 2n².

Número cuántico secundario, orbital o azimutal (l)

Define el subnivel energético en el que se encuentra el electrón dentro de un nivel energético determinado. Cada subnivel representa un tipo específico de orbital atómico con forma geométrica propia y definida. Dentro de cada nivel, l puede tomar valores enteros desde cero hasta (n − 1) inclusive.

• Hasta el cuarto nivel, el número de subniveles es igual al número cuántico principal de dicho nivel.
• n = 1 → un solo subnivel: 1s (no hay subnivel p).
• n = 2 → dos subniveles: 2s y 2p.
• n = 3 → tres subniveles: 3s, 3p y 3d.
• n = 4 → cuatro subniveles: 4s, 4p, 4d y 4f.
• n = 5 → cuatro subniveles: 5s, 5p, 5d y 5f.   n = 6 → tres: 6s, 6p y 6d.   n = 7 → uno solo: 7s.

Cuántos electrones acepta cada subnivel: s hasta 2, p hasta 6, d hasta 10, f hasta 14.

Número cuántico magnético (ml)

Describe la orientación espacial de los orbitales atómicos. Indica el número de direcciones en el espacio que pueden tener los orbitales que constituyen un subnivel. Dentro de cada subnivel, ml puede tomar todos los valores desde −l a +l, incluyendo el cero.

• l = 0 (s): un solo valor, ml = 0 → un único orbital, de forma esférica, como una pelota de fútbol.
• l = 1 (p): tres valores, −1, 0 y +1 → tres orbitales bilobulados orientados según los ejes: p_x, p_y, p_z.
• l = 2 (d): cinco valores, −2, −1, 0, +1, +2 → cinco orbitales: d_x²−y², d_z², d_xy, d_xz, d_yz.
• l = 3 (f): siete valores → siete orbitales, de forma complicada y difícil representación gráfica.

Número cuántico de spin (ms)

Se representa como ms e indica el sentido de giro del electrón. Los electrones tienen carga negativa y se comportan como si giraran alrededor de sus ejes, actuando como verdaderos imanes. Ese giro origina campos magnéticos que pueden atraerse o repelerse. Los electrones de un mismo orbital deben tener sentidos opuestos de giro, de manera de originar campos magnéticos contrarios que hacen posible que se atraigan.

Configuración electrónica

Es la forma en que los electrones se distribuyen dentro del átomo. La que describimos es la configuración del estado basal: corresponde al átomo aislado en su estado de menor energía o no excitado. Para construirla hay tres reglas.

1. Principio de mínima energía (Aufbau)

Dentro de un nivel, los subniveles aumentan su energía en el orden s < p < d < f. Pero en la mayoría de los átomos el subnivel 4s tiene menor energía que el 3d, por lo que se llena antes. Ese fenómeno se conoce como solapamiento de orbitales, y a medida que aumenta n se producen nuevos solapamientos.

Diagrama de Moeller — cómo se dibuja

1. Se escriben todos los subniveles que se encuentran en el mismo nivel de energía sobre la misma línea horizontal.
2. Se colocan todos los subniveles similares en la misma columna vertical.
3. Se dibujan flechas paralelas, en forma diagonal, de la parte superior derecha a la inferior izquierda.
4. Las flechas se leen de la parte superior a la inferior y de la cola a la cabeza.

2. Regla de Hund

Dos electrones que giran en el mismo sentido y están en orbitales distintos de la misma energía se repelen con menos fuerza que si estuvieran en el mismo orbital.

3. Principio de exclusión de Pauli

Cómo se van llenando, elemento por elemento

• El primer nivel consta de un solo orbital 1s, que contiene como máximo 2 electrones. El hidrógeno tiene uno solo; el helio tiene su primer nivel completo (2 electrones) y una estructura tan estable que no participa en ninguna reacción.
• Los elementos de número atómico 3 al 10 llenan el segundo nivel. En el carbono se aplica la regla de Hund: antes de aparear los electrones del 2p_x, el último electrón (electrón diferenciante) se coloca en el 2p_y. A partir del oxígeno comienzan a aparearse los electrones de los orbitales 2p. El segundo nivel queda completo en el neón, gas noble.
• Con el sodio comienza a llenarse el tercer nivel, hasta llegar al argón, gas noble de ese período (del 11 al 18).
• Después del argón vienen 18 elementos, del potasio al kriptón. Por energía, el 4s se llena antes de que los electrones entren en el 3d. Una vez lleno el 4s (caso del calcio) comienzan a llenarse los 3d, y luego los 4p.

Las excepciones: cromo y cobre

En el llenado de los orbitales 3d, del ₂₁Sc al ₃₀Zn, hay elementos en los que el llenado no es regular. El ₂₄Cr tiene solo un electrón en 4s: el faltante completa a 5 el subnivel 3d (subnivel semilleno). El ₂₉Cu es 4s¹ 3d¹⁰ y no 4s² 3d⁹.

La explicación: los subniveles 4s y 3d tienen energías tan cercanas que las menores modificaciones pueden ocasionar un cambio en el orden de llenado. Además, los conjuntos semillenos y llenos de orbitales equivalentes tienen una estabilidad especial, y ese aumento de estabilidad hace que en estos casos la energía del 3d sea ligeramente inferior a la del 4s.

Ojo con querer extender la idea: el ₆C es 2s² 2p² y no 2s¹ 2p³, porque la diferencia de energía entre 2s y 2p es considerable.

Isótopos

Cuando mirás el peso atómico en la tabla periódica te encontrás con números que no son enteros. Eso se debe a que no todos los átomos de un mismo elemento poseen el mismo peso o la misma masa. De 100 átomos de cloro, unos 75 tienen masa 35 (17 protones y 18 neutrones) y unos 25 tienen masa 37 (17 protones y 20 neutrones).

Como tienen la misma configuración electrónica, se comportan química y biológicamente de la misma forma, y ocupan el mismo sitio en la tabla periódica.

Los nuclidos marcados con * son radiactivos en forma natural.

Peso atómico promedio

Ejemplo del apunte: el cloro 35 tiene masa nuclídica 34,9688 uma y 75,77 % de abundancia; el cloro 37 tiene 36,9659 uma y 24,23 %.

Si solo te dan el número másico (35 y 37) usás esos valores en lugar de las masas nuclídicas.

Isóbaros e isótonos

• Isóbaros: nuclidos que poseen el mismo número másico pero diferente número atómico, o sea que pertenecen a diferentes elementos. Ejemplo: ¹⁶₇N, ¹⁶₈O, ¹⁶₉F.
• Isótonos: nuclidos que poseen el mismo número de neutrones. No son muy usados en la práctica.

Otras aclaraciones: se denomina nuclido a toda especie atómica que posea un Z y un A; el hidrógeno es el único elemento cuyos isótopos tienen nombre propio; la mayoría de los elementos naturales poseen dos o más isótopos, aunque existen elementos naturales como el aluminio que no poseen isótopos.

Conceptos básicos de estequiometría

Los diez conceptos que después se usan en todos los problemas.

1. Principio de Avogadro–Ampère

Iguales volúmenes de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas. A 273 K y 1 at, 20 L de H₂, de O₂, de He y de CH₄ contienen la misma cantidad de moléculas.

2. Peso o masa atómica absoluta

Es el peso o masa expresada en gramos que posee un átomo de un elemento. Por ejemplo H: 1,67 × 10⁻²⁴ g; U: 9,8 × 10⁻²² g; Na: 3,82 × 10⁻²³ g. Son valores tan chicos que resultan poco prácticos, y por eso se recurre al peso atómico relativo.

Se calcula con regla de tres: 6,02 × 10²³ átomos ——— 16 g / 1 átomo ——— x = 2,656 × 10⁻²³ g para el oxígeno.

3. Peso o masa atómica relativa (P.A.)

Es el que figura en la tabla periódica. Número abstracto que indica cuántas veces mayor es la masa de un átomo del elemento que la 1/12 parte de la masa de un átomo de ¹²C. Ese valor de referencia es la uma (unidad de masa atómica): 1 uma = 1,67 × 10⁻²⁴ g. Va sin unidad.

Si el P.A. del calcio es 40, quiere decir que un átomo de Ca pesa 40 veces más que la uma, o que 1 átomo de Ca = 40 átomos de H.

4. Mol

Cantidad de sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 0,012 kg (12 g) del isótopo ¹²C. O sea, exactamente 6,02 × 10²³ partículas elementales.

5. Mol de átomos o átomo gramo

Es la masa de un elemento que contiene un mol de átomos (6,02 × 10²³ átomos). En la práctica, es el peso atómico relativo expresado en gramos: N → 14 g, O → 16 g, Ca → 40 g.

En un compuesto, el subíndice de un elemento se corresponde con el átomo gramo o los moles de átomos de ese elemento en el compuesto.

6. Peso molecular absoluto

Es la masa de una molécula expresada en gramos. PM de Na: 3,82 × 10⁻²¹ g; de H₂: 3,34 × 10⁻²⁴ g. No confundas átomo con molécula: una molécula puede estar formada por más de un átomo.

7. Peso molecular relativo (PM)

Número abstracto que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de dicha sustancia que la uma. El agua tiene PM 18: es 18 veces más pesada que una uma.

Método práctico: sumar los pesos atómicos de los elementos que integran la molécula, multiplicados por su subíndice.

8. Mol de molécula, molécula gramo o masa molar

Es la masa de una sustancia expresada en gramos que contiene 6,02 × 10²³ moléculas de dicha sustancia. Se obtiene expresando el peso molecular relativo en gramos.

9. Número de Avogadro

Indica el número de átomos que existen en un átomo gramo o mol de átomos de un elemento, el número de moléculas que hay en un mol de sustancia y el número de iones que hay en un mol de iones. Su valor aproximado es 6,02 × 10²³.

10. Volumen molar

Tarjetas para repasar de memoria

Examen final

Catorce preguntas de todo el apunte.