Evolución del Modelo Atómico y Propiedades Periódicas de los Elementos

Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson

Se considera el átomo como una masa esférica con carga positiva distribuida uniformemente y con los electrones incrustados en ella, distribuidos lo más separados posible entre sí para evitar repulsiones. El número de cargas negativas es el necesario para anular la carga positiva del átomo, ya que este es eléctricamente neutro.

Modelo Atómico de Rutherford

El átomo está formado por dos partes, la corteza y el núcleo, entre las cuales solo existe vacío.

• Corteza: es la región donde se encuentran los electrones girando alrededor del núcleo.
• Núcleo: es la zona donde se encuentran concentradas la masa y la carga positiva del átomo.

Modelo Atómico de Bohr

1. Primer postulado: Los electrones giran en determinadas órbitas circulares alrededor del núcleo, sin emitir energía en forma de radiación.
2. Segundo postulado: No son posibles todas las órbitas para el electrón, solo están permitidas aquellas que cumplan que L = rmv = n (L = momento angular).
3. Tercer postulado: Los electrones pueden absorber o emitir energía (fotones) al pasar de una órbita permitida a otra.

Espectro del Átomo de Hidrógeno

• Serie de Lyman: Son líneas del espectro que se corresponden con transiciones desde órbitas con n ≥ 1 hasta el nivel fundamental n = 1. Zona ultravioleta.
• Serie de Balmer: Son líneas del espectro que se corresponden con transiciones desde órbitas con n ≥ 2 hasta el nivel fundamental n = 2. Zona visible.
• Serie de Paschen, Brackett y Pfund: Son líneas del espectro que se corresponden con transiciones cuyo nivel energético inferior (nf) es respectivamente 3, 4 y 5. Zona infrarroja.

Modelo Mecanocuántico

Dualidad Onda-Corpúsculo

Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m que se mueve a una velocidad sería:

Principio de Incertidumbre o Indeterminación de Heisenberg

No se puede determinar simultáneamente y con total precisión la posición y momento lineal de una partícula. El producto de ambas incertidumbres es del orden de la constante de Planck.

Orbital

Región del espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón con una determinada energía es muy alta.

Orbital degenerado: son orbitales con el mismo n y l, es decir, misma energía.

Configuración Electrónica

Principio de Construcción o de Aufbau

La configuración electrónica del estado fundamental de los átomos se obtiene distribuyendo los electrones en los diferentes subniveles por orden creciente de energía. (El estado fundamental es el estado con menos energía posible).

Principio de Exclusión de Pauli

No puede existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

Al llenar orbitales degenerados, los espines de los electrones permanecen desapareados mientras sea posible, semiocupando primero todos los orbitales de igual energía.

Excepciones de la Configuración Electrónica

El cromo: acaba en 4s¹ 3d⁵ porque los orbitales semillenos le dan más estabilidad.

Factores de los que Dependen las Propiedades Periódicas

• Carga nuclear: es la carga positiva del núcleo del átomo, es decir, del número de protones (o número atómico, Z). A mayor carga nuclear, mayor es la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones.
• Capa de valencia: es la capa más externa (la más lejana del núcleo) en la que hay electrones en el átomo. Conforme aumenta la distancia entre el núcleo y la capa de valencia disminuyen las fuerzas atractivas, ya que los electrones situados en una capa de valencia lejana serán menos atraídos por el núcleo que aquellos que estén situados en una capa de valencia más cercana.
• Efecto Pantalla: Las capas electrónicas internas del átomo, las situadas entre el núcleo y la capa de valencia, provocan que la atracción del núcleo sobre los electrones de la capa de valencia sea menor. Esto es lo que se llama el efecto pantalla. Cuantas más capas electrónicas haya, mayor será el efecto pantalla.

1. Radio Atómico y Radio Iónico

Se considera que el átomo tiene forma esférica y se establece que el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre sí. Se determina su valor en los no metales, a partir de moléculas diatómicas homonucleares y en los metales, a partir de las estructuras tridimensionales que forman (estructura de red) en las que todos los átomos son iguales.

El tamaño de un átomo disminuye al avanzar en un período (hay alguna excepción que no analizamos) y aumenta al descender en un grupo.

Justificación:

• En un periodo: al avanzar en un periodo aumenta la carga nuclear, pero no cambia ni la capa de valencia en la que están los electrones ni el efecto pantalla. Esto supone que vaya aumentando la atracción de los electrones por parte del núcleo y, por tanto, disminuya el tamaño.
• En un grupo: aunque al descender en un grupo aumenta la carga nuclear del átomo, también aumentan la distancia al núcleo de la capa de valencia y el efecto pantalla (hay un mayor número de capas internas de electrones), por lo que la atracción del núcleo sobre los electrones de la capa de valencia es menor y aumenta el tamaño del átomo.

Cuando el átomo pierde electrones (se transforma en un catión) o gana electrones (se transforma en un anión) hablamos del radio iónico.

• El radio de un catión es siempre menor que el del átomo del que proviene (r_catión < r_atómico), esta disminución será mayor cuanto mayor sea la carga del catión. Esto se debe a que hay menos electrones y, como la carga nuclear no cambia, los electrones que hay ahora en la capa de valencia están más atraídos por el núcleo. Cuantos menos electrones queden mayor será la atracción sobre ellos y menor el tamaño.
• El radio de un anión es siempre mayor que el del átomo del que proviene (r_atómico < r_anión), este aumento será mayor cuanto mayor sea la carga del anión. Esto se justifica porque al ganar electrones, aumentan las fuerzas de repulsión entre los electrones y para disminuirlas lo que hacen los electrones es separarse, aumentando el tamaño del anión.

En las especies isoelectrónicas (las que tienen igual número de electrones), el tamaño disminuye con el aumento de la carga nuclear. Las especies isoelectrónicas tienen la misma configuración electrónica, pero los electrones que tienen serán atraídos con mayor intensidad (disminuyendo el tamaño) cuanto mayor sea la carga nuclear.

2. Energía de Ionización

La energía de ionización (EI), algunas veces llamada potencial de ionización, es la energía mínima que se requiere para extraer un electrón de un átomo gaseoso y en su estado fundamental. Para que el átomo pierda un electrón siempre hay que aportar energía (proceso endotérmico, valor de energía positivo), ya que supone modificar la estructura estable que existe. Que se establezcan las condiciones de gaseoso y estado fundamental, permite poder comparar valores, ya que según el estado físico se necesita más energía y si el estado no es el fundamental, supone menos energía para extraer el electrón (variando según sea el estado excitado). Sus unidades habituales son kJ/mol.

Se define la primera energía de ionización (EI₁) como la mínima energía necesaria para que un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, pierda un electrón (el más débilmente unido, que está en su nivel más externo) obteniéndose un ión monopositivo gaseoso. X (g) + EI₁ → X⁺ (g) + 1e^–.

Como un átomo, en general, tiene más de un electrón y estos, también, pueden ser extraídos, se definen la 2ª, 3ª, 4ª,… energías de ionización.

Así, por ejemplo, la segunda energía de ionización será la mínima energía necesaria para que un ión monopositivo, gaseoso y en su estado fundamental, pierda un electrón obteniéndose un ión dipositivo gaseoso.

Las sucesivas energías de ionización de un átomo de un elemento tienen siempre valores cada vez mayores (EI₁ < EI₂ < …), ya que tenemos la misma carga nuclear pero, como hay cada vez menos electrones, estos están más atraídos por el núcleo requiriendo de más energía para extraerlos.

La energía de ionización, de manera general, aumenta al avanzar en un periodo y disminuye al descender en un grupo.

Justificación:

• En un periodo: al avanzar en un periodo, aumenta la carga nuclear aunque no se altera ni la capa de valencia ni el efecto pantalla de los electrones de las capas internas. Por esto, se necesita más energía para poder extraer un electrón. (Podemos ver que las causas de la variación son las mismas que citábamos al hablar del radio atómico, lo que supone que al disminuir el radio atómico en un periodo aumente la energía de ionización).
• En un grupo: al descender en un grupo aunque aumenta la carga nuclear, también aumenta el número de capas electrónicas internas (los electrones más externos están más lejos y sufren un efecto pantalla mayor) por lo que el electrón a extraer está menos atraído y se necesita menos energía para separarlo del átomo. (Al igual que antes, las causas son las mismas que citábamos al hablar del radio atómico, lo que supone que al aumentar el radio atómico en un grupo disminuye la energía de ionización).

A lo largo de un periodo hay anomalías en la variación señalada de la energía de ionización que están relacionadas con la gran estabilidad de las configuraciones electrónicas que poseen los orbitales semiocupados y ocupados. Respecto a esto, hay que conocer que las primeras energías de ionización de los elementos situados hasta el 4º periodo de los grupos 2 y 15, son mayores que las de los elementos de los grupos siguientes 13 y 16, respectivamente. Señalar que con lo que hemos indicado vemos que la energía de ionización mide la tendencia de un átomo a ceder electrones ya que, cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es que el átomo pierda el electrón. Y para terminar, decir que los gases nobles tienen energías de ionización muy elevadas debido a la gran estabilidad de la configuración electrónica de la capa de valencia.

3. Afinidad Electrónica

La afinidad electrónica (AE) es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso y en su estado fundamental gana un electrón. Se habla de la energía intercambiada porque en algunos casos se desprende energía en el proceso (es exotérmico) y, en otros, hay que aportarla para que se produzca (es un proceso endotérmico). Como en la energía de ionización, sus unidades habituales son kJ/mol.

Se define la primera afinidad electrónica (AE₁) como la energía intercambiada para que un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, gane un electrón obteniéndose un ión mononegativo gaseoso: X (g) + 1e^– → X^– (g) ± AE₁.

Al igual que ocurría con la energías de ionización, existen sucesivas afinidades electrónicas (segunda, tercera,…) conforme el átomo vaya ganando electrones. Tras formarse el anión mononegativo, siempre hay que aportar energía (la afinidad electrónica será positiva) para que siga ganando electrones.

Aunque las afinidades electrónicas de algunos elementos no se conocen, tomando el valor absoluto de la afinidad electrónica (valor positivo), de manera general, la afinidad electrónica aumenta al avanzar en un periodo y disminuye al descender en un grupo (excluidos los gases nobles).

Justificación:

• En un periodo: al avanzar en un periodo, como aumenta la carga nuclear, aumenta la atracción del núcleo hacia el electrón captado. Esto supone que, en general, se libere más energía en el proceso.
• En un grupo: al descender en un grupo disminuye la atracción del núcleo sobre el electrón captado (hay mas capas electrónicas internas y un mayor efecto pantalla) lo que supone que, en general, se libere menos energía.

No consideramos los gases nobles, en esta variación periódica de la afinidad electrónica, porque su estructura electrónica es tan estable que no tienen tendencia a ganar electrones. Por eso, las afinidades electrónicas son positivas (siempre hay que aportar energía) y, en valor absoluto, menor que las de los halógenos.

4. Electronegatividad

La electronegatividad (EN) se define como la tendencia que tiene un átomo para atraer los electrones de otro átomo con el que está enlazado. Para la medida de la electronegatividad, aunque existen otras escalas (escala de Mulliken, establecida a partir de las EI y las AE de los átomos), lo habitual es usar la escala de Pauling. Esta es una escala relativa en la que el flúor tiene el mayor valor (4) y a partir de él, por comparación, se establecen los valores de los otros elementos. Como los gases nobles no se enlazan con otros elementos (existen unas pocas excepciones), no presentan ninguna tendencia a atraer los electrones de otros átomos y se les asigna una electronegatividad de 0.

La variación de esta propiedad, de manera general, en la tabla periódica es que aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al descender en un grupo.

Esta propiedad está muy relacionada con el tema siguiente, el del enlace químico. Cuando los átomos se unen para formar moléculas o redes iónicas, comparten electrones de sus capas externas o los intercambian y la diferencia de electronegatividad (veremos los valores en el tema siguiente) determina el tipo de enlace que existe entre los átomos: enlace iónico si hay gran diferencia de EN (se forman iones y la sustancia es iónica) y si la diferencia es pequeña pero teniendo EN altas, forman enlaces covalentes.