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2.1.1 El átomo

En equipo de 4 personas lean la lectura “De Demócrito al neutrino”, redacten un resumen y expónganlo frente al grupo por un representante del equipo. Lectura No. 25: “De Demócrito al neutrino”. Hace más de 2,400 años Demócrito de Abdera intuyó que el mundo debía estar formado por simples y minúsculos granos de materia primordial a los que dio el nombre de “átomos”, que en griego quiere decir indivisibles. Cada uno sería distinto según la sustancia a la que permaneciera. Hasta ahí el filósofo tenía razón. Lo malo que a la hora de explicar las diferencias entre unas partículas y otras, pecó de ingenuidad: los átomos del agua serían suaves y redondos; los del fuego estarían cubiertos de espinas y los de la tierra tendrían arrugas. Su revolucionaria teoría tuvo que luchar con la fama y autoridad del gran maestro Aristóteles, quien postulaba la existencia de una materia primigenia que existía tan solo potencialmente hasta que se manifestaba en los cuatro elementos que componían todos los seres y objetos: agua, tierra, aire y fuego. Durante siglos, los alquimistas que jamás creyeron en el átomo, se empeñaron en buscar dicha materia prima sin ningún éxito. Tuvieron que pasar muchos años para que en 1803, el químico inglés John Dalton desempolvara el viejo término acuñado por Demócrito. Según su teoría, la materia se podía dividir en dos grandes grupos: el de los elementos y el de los compuestos. Los primeros serían unidades simples o fundamentales, de las que existiría un número reducido (hasta ahora se han descubierto 112 elementos) a

name mass (MeV/c2) charge

electron 0.510 -1

electron nutrino ? 0

muon 106 -1

mu nutrino ? 0

tau 1780 -1

tau nutrino ? 0

(460-370 a.c.)

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los que denominó átomos, en homenaje al pensador griego. Los segundos serían como combinaciones de los primeros que de acuerdo con ciertas reglas, darían lugar a estructuras más complejas denominadas “moléculas”. Acababa de poner las bases de la física de partículas. Ya en las postrimerías del siglo, en 1891, el físico inglés J. J. Thomson iba a dar sin pretenderlo, con una nueva clave de la composición de la materia. Mientras estudiaba la naturaleza de los “rayos catódicos”, observó que éstos estaban formados por enormes cantidades de pequeñas partículas de electricidad negativa. La existencia de dichos corpúsculos, los electrones, había sido predicha por el físico irlandés Stoney, pero Thomson fue el primero en aislar uno de ellos que resultó tener una masa 1,836 veces menor que la del átomo del hidrógeno, el menor de todos. Así que el átomo ya no podía ser la partícula más pequeña; ni tan siquiera era indivisible. El hecho de que el electrón formara parte de él, planteaba una cuestión de fondo: ¿cómo se conformaba la estructura del átomo? La primera gran aproximación al concepto actual se debe a Ernest Rutherford, un físico de la Universidad de Manchester que en 1911 propuso un modelo prácticamente calcado del Sistema Solar: el átomo estaría formado por un núcleo central con carga positiva, en el que se concentraría casi toda la masa y alrededor del cual giraría los electrones en órbitas concéntricas como lo harían los planetas. Esta teoría fue plenamente confirmada por el físico danés Niels Bohr. Ahora bien, si se había descubierto una partícula más pequeña que la del átomo, bien pudieran existir otras características similares. En 1914, el propio Rutherford dio con el protón, mucho mayor que el electrón pero aún menor que el átomo. También poseía carga eléctrica, aunque en este caso de carga positiva. El inglés James Chadwick remató la terna al descubrir en 1932 el neutrón, que junto con el protón forma el núcleo atómico. La familia parecía estar completa. Pero las investigaciones realizadas en los años treinta sobre la desintegración radiactiva, en particular el estudio de la desintegración beta (mediante la cual un núcleo atómico se transforma espontáneamente en otro, emitiendo partículas beta o bien capturando un electrón) iban a introducir un nuevo y misterioso elemento. De las mediciones y observaciones llevadas a cabo en los laboratorios parecía deducirse que durante el proceso de desintegración nuclear desaparecía una pequeña cantidad de energía, algo que según la física es imposible, pues la energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma. La hipótesis propuesta en 1931 por el físico austriaco Wolfgang Pauli más bien parecía una solución de compromiso, aunque fue aceptada por un mal menor. Este científico sospecho que durante la desintegración, además de las partículas ya conocidas, el núcleo atómico debía expulsar una nueva partícula ignorada portadora de energía que faltaba. Este nuevo miembro del clan, que no tendría carga eléctrica ni prácticamente masa, fue bautizado por el físico italiano Enrico Fermi con el nombre de neutrino, que significa “pequeña cosa natural”. Pauli estaba en lo cierto, pero no fue fácil comprobarlo. El neutrino esquivó una y otra

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vez los intentos de los físicos por atraparlo, ya que apenas interacciona con la materia; puede atravesar la Tierra sin tropezar con nada. Los físicos se plantearon incluso modificar el principio de la conservación de la energía. Pero en 1956, Clyde L. Cowan y Frederick Reines lograron capturarlo en las emanaciones de un reactor nuclear. Con la propuesta de Pauli había quedado, pues resuelta la estructura atómica, que estaría integrada por cuatro tipos de partículas: electrón, protón, neutrón y neutrino; consideradas por mucho tiempo como fundamentales. Pero las aguas terminarían por desbordarse de nuevo. En los años cincuenta y sesenta los primeros aceleradores de partículas revelaron que estos elementos no estaban solos en el mundo, sino que pertenecían a una nutrida familia conocida como los hadrones. A mediado de los años sesenta, el número de partículas elementales se acercaba al centenar.

En equipos de 4 personas lean el tema “Concepto de átomo” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Qué es un átomo? R: 2. ¿Cuáles son los postulados de Dalton? R: 3. ¿Cómo está constituido un átomo? R:

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Concepto de átomo. El átomo es la partícula más pequeña que posee las propiedades del elemento al que pertenece y se conserva indivisible en una reacción química excepto en las reacciones nucleares. El diámetro de un átomo mide décimas de nanómetros; es decir, si se alinearan 10 millones de átomos, formaría una línea de un milímetro de longitud.

Grecia, la cuna de la ciencia no queda al margen de la historia, las aportaciones a la química las hicieron Leucipo y Demócrito, antiguos filósofos que hablaron de átomos invisibles, indivisibles e

indestructibles, sus argumentos se fundaban en la necesidad de establecer un límite a una hipotética división de la materia. Esta hipótesis del atomismo fue en su tiempo la verdad a medias más fructífera que surgiera en la Grecia antigua y que tuviera una duración de más de veinte siglos. Posteriormente Dalton afirmó que: Toda la materia está formada por partículas extraordinariamente diminutas

llamadas átomos. Todos los átomos de cualquier elemento son semejantes entre sí,

particularmente en peso, pero diferentes de todos los demás elementos. Los fenómenos químicos son cambios en las combinaciones de los átomos

entre sí. Los átomos permanecen indivisibles incluso en la reacción química más

violenta. A estas afirmaciones se les conoce como postulados de Dalton. Los átomos están constituidos de materia, poseen un minúsculos núcleo formado por protones y neutrones (es la parte más pesada del átomo), el cual está rodeado de electrones que giran a grandes velocidades.

Núcleo: Protones y Neutrones

Electrones

94

2.1.2 Protón, electrón y neutrón

En equipos de 4 personas lean el tema “Concepto de electrón, protón y neutrón” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Qué es un electrón?

R: 2. ¿Cuál es la masa del electrón?

R: 3. ¿Qué es un protón?

R: 4. ¿Qué son los neutrones?

R: 5. ¿A qué se llama número atómico?

R: 6. ¿A qué se le llama número de masa?

R:

Concepto de electrón, protón y neutrón. Los electrones son partículas subatómicas que tienen carga negativa. La cantidad de carga en un electrón fue obtenida por Robert Andrew Millikan (1868-1953), pero la definición real de electrón fue hecha por Joseph John Thomson

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(1856-1940), al encontrar la relación entre la carga y la masa del electrón, es decir, e-/m, la masa del electrón encontrada por Thomson fue de 9.11x10-28 kg. Los protones son partículas subatómicas que forman parte del núcleo y tienen carga positiva, cuya masa es de 1.673x10 -24 kg. El número de protones es igual al número atómico.

El número de electrones (e ) es igual al número de protones (p+), por lo que el átomo es eléctricamente neutro. Los neutrones son partículas subatómicas que carecen de carga eléctrica y se encuentran en el núcleo con los protones, su masa es semejante a la del protón, es decir, de 1.673x10 -24 kg. La suma de protones y neutrones es el número de masa.

Práctica 13: “Los papeles saltarines” Objetivo: Demostrar la existencia de las cargas positivas y negativas en la materia. Teoría: Los cuerpos se electrizan al ganar o perder electrones. Si sus cargas son iguales se repelen y si son diferentes se atraen Algunos cuerpos se cargan positiva o negativamente, por ejemplo, si un peine de plástico se frota con un paño de seda, lana o cabello, éste se carga negativamente y si se acercan objetos con carga positiva éstos se atraerán mutuamente. Material: Reactivos: Hoja de papel bond. Granos de sal de mesa. Perforadora para papel. Globo (escoge un tamaño que puedas sostener fácilmente con tu mano). Desarrollo: 1. Con la perforadora corta de 5 a 10 pequeños círculos de la hoja de papel. 2. Coloca los círculos de papel sobre una mesa y sepáralos. 3. Infla el globo y amárralo. 4. Frota el globo contra tu cabello, más o menos 5 veces. (Cuida que tu cabello esté limpio, seco y sin grasa).

96

5. Acerca el globo a los círculos de papel, sin tocarlos. 6. Coloca unos granos de sal sobre un trozo de papel. 7. Frota un peine en tu cabello seco y observa. 8. Coloca el peine sobre la sal y observa. 9. Contesta las siguientes preguntas. Preguntas: 1. ¿Qué sucede con los círculos de papel?

R: 2. ¿Por qué sucede esto?

R: 3. ¿Qué sucede con los granos de sal?

R: 3. ¿Por qué sucede esto?

R:

2.2.1 Modelos atómicos.

En equipos de 4 personas lean el tema “Modelos atómicos” y contesten las preguntas que a continuación se indican. 1. ¿Qué aportaciones hicieron Demócrito, John Dalton y J. J. Thomson a la

teoría atómica?

R:

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2. Describe el modelo atómico de Thomson.

R: 3. ¿Cuál es la diferencia fundamental entre el modelo atómico de Thomson y el

de Rutherford?

R: 4. ¿Qué experimento dio a Rutherford la certeza de la estructura planetaria del

átomo?

R: 5. ¿Cuáles fueron las limitaciones del modelo atómico de Rutherford?

R: 6. Describe los postulados de Bohr.

R:

Modelos atómicos. Thomson propuso un modelo atómico, en el cual la carga positiva se parecía a un “budín” con las cargas negativas uniformemente distribuidas, como lo están las pasas en el pan, su modelo se basó en los experimentos realizados con los tubos de descarga de Crookes. Perrin modificó el modelo de Thomson sugiriendo que las cargas negativas se encuentran en la parte externa del budín que es positivo. En 1911 Rutherford propuso un modelo atómico, según su experimento, que consistió en bombardear una lámina delgada de oro con partículas alfa, donde observó que algunas atravesaban fácilmente, otras rebotaban y el resto se desviaban, lo que

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permitió suponer que el átomo tiene un núcleo macizo y un espacio vacío, en el núcleo se encuentran el protón y el neutrón, en el espacio vacío los electrones, describiendo diferentes trayectorias sin poder definirlas; esto le permitió hacer una analogía con el sistema solar, donde el centro del átomo era el Sol y los electrones los planetas, por lo que este modelo se conoce como “el planetario”. Bohr aprovecha las ideas de Planck referentes al estudio de la distribución energética de la radiación del cuerpo negro, para introducir el concepto de cuantización energética. A fin de que, las órbitas circulares fuesen estables y que concordaran con los espectros de emisión, para los cuales Rydberg ya había encontrado una expresión matemática empírica en la que aparecía un parámetro n con valores positivos. Niels Bohr (1885 – 1962) científico danés, amplió el concepto del modelo de Rutherford, estableciendo un nuevo modelo para el cual introdujo los siguientes postulados: 1. En el átomo existen órbitas en las cuales giran los electrones, las órbitas son

circulares, concéntricas, de radios diferentes y bien definidas. A cada órbita se le asignó un número consecutivo a partir de la órbita más cercana al núcleo.

A este número actualmente se le llama “número cuántico principal” y se representa con la letra n, la cual toma los valores: 1, 2, 3, 4, …

El siguiente dibujo representa el modelo atómico de Bohr

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2. La órbita más cercana al núcleo corresponde al estado más estable del átomo, si un átomo recibe energía, el electrón puede “saltar” a otra órbita más lejana, la órbita más lejana del núcleo tiene una mayor energía.

3. La absorción o emisión de energía por el átomo, se produce exclusivamente

cuando el electrón “salta” de una órbita a otra, la diferencia de energía entre los estados inicial y final en vez de ser emitida en forma continua, se emite en pequeños paquetes o cuantos de energía radiante llamados fotones.

Sommerfield modificó el modelo de Bohr, de acuerdo a la Teoría de la Relatividad de Albert Eisntein y, aunque mejoró el modelo, no explicó los fenómenos electrónicos que en aquella época parecían indescifrables. En las ecuaciones de Sommerfield aparecen dos parámetros con características de números enteros que son n y l, el modelo de Sommerfield indica que las órbitas son circulares y elípticas como se ve en la siguiente figura: De Broglie, al descifrar un rayo de electrones en la misma forma en que se difracta un rayo de sol para formar el arco iris, propuso que la luz tiene propiedades de partícula y de onda, dando lugar al movimiento de la mecánica ondulatoria. El electrón, al igual que las formas de energía de radiación como los fotones (cuantos de energía luminosa) como partícula son materia y como onda son energía, relacionando así el modelo de Bohr y las teorías de Einstein y Planck, para explicar la dualidad de onda-partícula de la materia. Para ilustrar lo anterior: un lápiz (una masa) ocupa un lugar en el espacio; la luz que emite una lámpara incandescente (energía), no ocupa un lugar en el espacio pero “existe” en todo el espacio. De esta manera, el electrón al comportarse no como onda (energía) “existirá” en el espacio (volumen) que rodea al núcleo y no coma capas como lo indicó Bohr. Cabe aclarar que estas propiedades son importantes solo para cuerpos muy pequeños como electrones, protones, etc., y a muy alta velocidad. Schödinger utilizó las ideas de De Broglie para elaborar una ecuación matemática con los parámetros ya conocidos y uno más que él nombró “número cuántico m” y que está relacionado al impulso, que permitió describir el movimiento de un electrón. Con esta ecuación es posible determinar la probabilidad de encontrar un electrón en cierto punto en un tiempo dado,

M K L

100

mediante el cálculo de la mayor probabilidad de encontrar un electrón a una determinada distancia del núcleo. Para el hidrógeno que tiene un solo electrón, la ecuación de onda calculó la mayor probabilidad de encontrar un electrón a una distancia determinada; este valor resultó ser igual al radio atómico del átomo del mismo elemento calculado por Bohr. Heisenberg, al mismo tiempo que Schödinger, con base de las ideas de Max Planck y de De Broglie, pero con el empleo de matemáticas distintas a las aplicadas por Schödinger -álgebra de matrices- establece el “Principio de incertidumbre” que nos explica por qué no se puede describir la trayectoria exacta del electrón en una región-energética y que sólo debemos conformarnos con tener una idea bastante aproximada de la región-energética de manifestación probabilística electrónica (abreviado es, reempe), nombre actual que se conoce como orbital, que comprende los conceptos de Bohr-Sommerfield. Pauli proporcionó el principio de orden necesario para que los resultados obtenidos por Bohr, Schödinger y Heisenberg estuviesen en concordancia con los hechos innegables expresados en las clasificaciones periódicas de los elementos de Mendeleiev y de Moseley. En el fondo, los trabajos de Schödinger y de Heisenberg coinciden, y con ellos nace la mecánica ondulatoria y la mecánica cuántica. Dirac y Jordan son los que ampliaron los conocimientos previos de la mecánica ondulatoria incorporando bases de la teoría general de la relatividad de Albert Einstein, y precisamente de sus ecuaciones es donde aparece el cuarto parámetro con características cuánticas denominado s, además de los ya conocidos: n, l y m.

2.2.2 Modelo atómico de la mecánica cuántica

En equipo de 4 personas lean la lectura “Electrones excitados y espectros” y expongan al grupo por un integrante. Lectura No. 26: “Electrones excitados y espectros”. Para excitar los electrones dentro de los átomos e impulsarlos a estados energéticos más elevados, se puede emplear la energía de forma de calor, el

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bombardeo de electrones, la luz (ultravioleta, visible, láser) y las reacciones químicas. Cuando se coloca al fuego un compuesto que contenga sodio, se puede observar un color amarillo, debido a la excitación de los electrones de sodio por efecto del calor. La incandescencia amarilla de una lámpara de vapor de sodio se debe a que los

electrones se excitan por bombardeo de otros electrones. En ambos casos, los electrones excitados del sodio regresan al estado más estable de energía, al tiempo que producen un espectro característico de líneas que es siempre igual, sin importar el medio empleado para excitar a dichos electrones. La luz blanca-azulosa de las lámparas fluorescentes de vapor de mercurio, se debe a que los átomos están excitados por bombardeo de electrones. La incandescencia naranja de los anuncios de neón y la luz roja se deben a los láseres de helio y neón; también es consecuencia de la excitación el regreso de los electrones a los estados de más baja energía dentro de los átomos. Cada espectro de líneas es característico para un elemento. La luz también puede excitar a los electrones en el interior de los átomos cuando la pintura fluorescente fosforece en presencia de luz ultravioleta, esta es la fuente de energía que excita los electrones de las moléculas de la pintura. Ciertas reacciones químicas también son capaces de excitar los electrones y producir luz visible, por ejemplo la incandescencia amarilla-verdosa de las luciérnagas y los tubos de luz química que irradian luz durante varias horas. Una vez más se libera energía en forma de luz visible conforme los electrones excitados de los átomos regresan a estados más baja energía. Como se aprecia en los ejemplos mencionados, los electrones excitados participan de manera importante en la vida diaria.

En equipo de 4 personas lean el tema “El nacimiento de la Teoría Cuántica” y elaboren un resumen para exponerlo al grupo por un integrante. Lectura No. 27: “El nacimiento de la Teoría Cuántica”. Los electrones son los portadores de carga negativa. Todos los objetos cargados negativamente tienen un cierto número de electrones en exceso y de manera similar los cargados positivamente tienen cierta deficiencia de electrones, por lo

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que, la carga de cualquier objeto siempre es un múltiplo de la carga electrónica, a los que se le llama “cuantización de la carga”. La ecuación que se utiliza para representar la cuantización de la carga es:

q = Ne Donde: N = es un número entero

e = la carga del electrón y q = es la carga del objeto.

La palabra “cuantización” viene de quantum que se refiere a cantidad elemental, entonces “e” corresponde a un quantum (o cuanto) de carga eléctrica. En todo proceso de trasferencia de carga, el cuanto fundamental corresponde a la carga del electrón. Seguramente has observado que cuando pones la mano cerca de un cuerpo caliente sientes que el calor se transmite, lo que sucede es que despide rayos infrarrojos y si el cuerpo está a más alta temperatura, éste se pone “al rojo”, como las brasas en una hoguera, lo cual quiere decir que emite luz de ese color y si la temperatura sube aún más, el cuerpo se pone incandescente y emite luz blanca como el filamento de un foco.

En 1900, Max Planck logró dar una explicación después de que los científicos lo intentaron durante 40 años, pero tuvo que proponer algo totalmente nuevo y dijo que: “los cuerpos del microcosmos (electrones, nucleones, átomos, moléculas) absorben y emiten luz de manera discontinua”. Pero, ¿qué quiere decir esto?, hasta estas fechas se pensaba que la energía podía transmitirse en cualquier cantidad, por pequeña que fuese, por ejemplo, al balancearse un péndulo,

se va frenando la fricción del aire en forma continua; cuando se aplica el freno de un automóvil, también se detiene gradualmente y va pasando por todas las velocidades intermedias hasta el reposo. Planck llegó a la conclusión de que esto no ocurría a nivel atómico, ya que los electrones absorben o emiten luz en pequeños paquetes de energía, que llamó “cuantos de energía”. Esta palabra viene del latín quantum, que se entiende como “cantidad elemental”. Por eso se conoce a la contribución de Planck como teoría cuántica o teoría de los cuantos. Al igual que una escalera, solo puede subirse de peldaño en peldaño, Planck encontró que los intercambios de energía en la naturaleza ocurren también por peldaños.

103

Así, de la misma manera, como la carga de un cuerpo puede variar según gane o pierde electrones (cuantos de energía), la energía de un objeto solo puede variar en magnitudes fijas, los cuantos energéticos. Estos cuantos de energía son tan pequeños que el intercambio de energía en los objetos grandes parece continuo. Es como si nos pidieran pesar un kilogramo exacto de arena, los gramos son tan pequeños que podemos lograrlo con gran precisión; sin embargo, no será fácil pesar un kilogramo exacto de canicas, pues al poner la última canica seguramente nos pasaremos algunos gramos, lo mismo sucede cuando se nos pide un kilogramo de ladrillo, una pila de ladrillos siempre pesa un número entero de veces el peso de un ladrillo y no será posible obtener con precisión un kilogramo de alguno. Planck pudo calcular con la mínima cantidad de energía luminosa que puede absorber o emitir un cuerpo, depende de la frecuencia de la luz que emite o absorbe y lo representó con la siguiente ecuación:

E = h Donde:

E = es la energía del cuerpo en unidades de Joules. h = la constante de Planck, que vale 6.62x10-34 Joules/s.

= es la frecuencia de la radiación medida en oscilaciones/s. La magnitud tan pequeña de la constante de Planck es la responsable de que los fenómenos solo se observen en los sistemas atómicos.

Práctica No. 14: “La caja Negra” Objetivo: Sensibilizar al alumno sobre el trabajo científico. Teoría: Experimentos como los de Röentgen, Becquerel y Rutherford ilustran como las pruebas indirectas pueden ser esenciales para explorar las propiedades de un objeto que no podemos ver o tocar. En esta actividad intentarás identificar los objetos que se encuentran dentro de cajas que han sido selladas previamente. En muchos aspectos esta actividad se parece al trabajo de los científicos para determinar la naturaleza del átomo que es una “caja sellada” más fundamental. Material: 6 cajas de zapatos con un objeto (piedra, arena, pelota, canicas, etc.) dentro que puede desplazarse libremente. 1 rollo de cinta adhesiva.

104

Desarrollo: 1. Organízate en equipos de 4 estudiantes. 2. Pide a tu maestro una caja de zapatos. 3. Con cuidado agita, gira o manipula la caja. 4. Con base a tus observaciones intenta determinar el tamaño del objeto, su

forma general y el material con que está hecho. Anota tus observaciones. 5. Intercambia la caja con otro equipo y repite los pasos 3 y 4. 6. Toma tus decisiones finales respecto a los objetos de las cajas e identifica

cada uno de ellos por su nombre así como la descripción de sus características.

7. Expón al grupo los resultados obtenidos de tu equipo y verifica si los resultados son correctos.

Cuestionario: 1. ¿Cuál de tus sentidos empleaste para reunir los datos de los objetos?

R: 2. ¿En qué aspecto se parece esta actividad a los esfuerzos de los científicos

por explorar la estructura atómica y molecular?

R:

2.2.3 Números cuánticos.

En forma individual lee el tema “Los números cuánticos”, posteriormente integra un equipo de 4 personas para elaborar un cuadro sinóptico del tema y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿Qué es un orbital atómico? R: 2. ¿Con qué letras se representan los subniveles de energía? R: 3. ¿Cuántos electrones acepta el subnivel “d” ? R:

105

4. ¿Cuáles son los valores de l, m y s para el nivel 5? R: 5. ¿Cuántos tiene el orbital 7?

Los Números Cuánticos. El modelo de Bohr es muy importante, porque explica la estabilidad del átomo, introduce la idea de los estados de energía cuantizados para los electrones, este modelo fue reemplazado por una nueva forma de visualizar los átomos, denominada mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. El físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961), consideró al electrón como si fuera una onda y desarrolló una ecuación matemática para describir su comportamiento, en cualquier punto del espacio alrededor del núcleo, además, incluye términos para la energía total y energía potencial del electrón. Para calcular la energía total y la energía potencial de un electrón, se utilizan cuatro números o parámetros conocidos como números cuánticos, estos números, en la ecuación de Schrödinger sirven para describir el comportamiento del electrón. La solución de la ecuación de onda presentada por Schrödinger requiere el uso de matemáticas superiores y por lo tanto no se discutirá en este texto. El modelo cuántico dice: a) El átomo está compuesto de un núcleo de carga positiva donde se encuentra

la mayor parte de la masa y una nube electrónica que lo rodea. b) El núcleo está compuesto por protones, neutrones y otras partículas

subatómicas. c) La nube electrónica se describe por los cuatro números cuánticos. d) Los números cuánticos determinan los niveles energéticos, los subniveles, la

orientación, forma probable de los orbitales y el número de electrones que ocupa cada orbital. Un orbital se define como la región del espacio donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón (reempe): región de espacio–energético de manifestación probabilística electrónica.

e) La descripción del modelo utiliza, además de una figura, una notación para

su estructura, llamada configuración electrónica cuántica que se basa en los factores antes mencionados.

106

Como ejemplo, se tienen los modelos de la mecánica cuántica para los átomos de hidrógeno y neón.

Los números cuánticos son n, l, m, s y tienen el siguiente significado: n Número cuántico espacio-energético fundamental o principal. l Número cuántico por forma o secundario. m Número cuántico por orientaciones o magnético. s Número cuántico de spin o de giro. Cada electrón en un átomo puede ser descrito por un conjunto único de estos cuatro números. Describiremos a continuación cada número cuántico por separado: Número cuántico principal “n”. Relaciona la magnitud de volumen ocupado por la región de espacio-energético de manifestación probabilística electrónica (reempe), donde se localizan los electrones, el parámetro n solo puede adquirir valores enteros y positivos, en otras palabras, un electrón puede ocupar solamente niveles energéticos específicos que pueden ser 1, 2, 3, 4, 5, … En algunos textos, los niveles principales de energía se representan por las letras K, L, M, N, O, … El número máximo de electrones en cada nivel, está determinado por la fórmula 2n2, por lo tanto, la población electrónica máxima estará definida a partir de ella. Por ejemplo, la siguiente tabla presenta para cada nivel el número máximo de electrones y la manera en que se calculan.

Nivel n Fórmula Electrones

1 2 3 4

2 (1)2

2 (2)2

2 (3)2

2 (4)2

2 8

18 32

107

El siguiente esquema nos muestra las energías relativas de los diferentes niveles principales, indica además el número máximo de electrones en cada nivel. n = 4 2(4)2 = 32 E n n = 3 2(3)2 = 18 e r n = 2 2(2)2 = 8 g í n = 1 2(1)2 = 2 a

Numero cuántico secundario o subnivel “l”. Define la forma del orbital, es decir, la región del espacio con la mayor probabilidad de encontrar un electrón.

Los valores posibles para l, están limitados por el valor de n; es decir, l puede tomar valores enteros que van desde cero hasta n– 1.

Por ejemplo, si n = 3, l puede tomar los valores de 0, 1 y 2.

En la siguiente tabla se presentan los diferentes valores de l par los niveles 1, 2, 3, 4 y 5.

n 1 2 3 4 5

l 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3 0,1,2,3,4

El valor de l es representado generalmente por las letras s, p, d, f, g, h, i, ....

que son los nombre de los subniveles que corresponden a los valores de l, es decir: 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6,… respectivamente, como se muestra en la siguiente tabla:

Valor de l 0 1 2 3 4* . . .

Nombre del subnivel S p d f g*. . .

Actualmente el valor de l = 3 satisface la distribución de los electrones en los elementos conocidos, pero en un futuro cuando se descubran más elementos

el valor de l aumentará y por ende el de los orbitales. Los datos experimentales demuestran que cada nivel de energía se divide en subniveles en los que es probable encontrar el electrón.

Relación entre la energía y el

número cuántico principal

108

Un Nivel de energía consiste en un cierto número de subniveles y cada subnivel contiene un número determinado de orbitales Por ejemplo, el primer nivel de energía consiste en un subnivel “s” que contiene un orbital “s”, es decir:

Subnivel “s”

El número de orbitales, se calcula con la siguiente expresión:

Número de orbitales = n2

Donde n es el nivel energético. El segundo nivel de energía está formado por un subnivel “s” y un subnivel “p”, el primero tiene un orbital “s” y el segundo tres orbitales “p”. Subnivel “p” 2do. Nivel de energía Subnivel “s”

El nivel 3 consiste de un subnivel ”s”, que contiene un orbital “s”, un subnivel “p” que contiene 3 orbitales “p” y un subnivel “d” que contiene 5 orbitales “d”, como se muestra a continuación:

Subnivel “d” 3er. Nivel de energía Subnivel “p”

Subnivel “s”

1er. Nivel de energía

109

En la siguiente figura se representa un esquema general para el 3er. nivel. Subnivel “d” Subnivel “p” Subnivel “s” Ejemplo: Para el nivel n = 1, se tiene:

Número de orbitales = n2 = 12 = 1

El primer nivel de carga contiene un subnivel “s”

Nivel 1s n = 1

El segundo nivel de energía contiene subniveles “s” y “p”.

2 p Nivel n = 2 2 s

d d d d d

p p p

s

E N E R G I A

E N E R G I A

110

El tercer nivel de energía contiene suniveles “s”, “p” y “d”.

3 d Nivel 3 p n = 3 3 s

El cuarto nivel de energía contiene los subniveles “s”, “p”, “d” y “f”. 4f 4d Nivel

4p n = 4

4s

El orbital “s” es esférico, está representado de la siguiente manera y acepata como máximo 2 electrones:

El subnivel “p” acepta como máximo 6 electrones y se subdivide en tres orbitales, es decir: px, py y pz; la forma del orbital py es la siguiente y en él se encuentran 2 electrones:

E N E R G I A

E N E R G I A

111

El subnivel “d” acepta como máximo 10 electrones y se subdivide en 5 orbitales que son: d(x2-y2), d(xz), d(z2), d(yz), d(xy), la forma del orbital d(xy) es:

El subnivel “f ” acepta 14 electrones, se subdivide en 7 orbitales y se representa como a continuación se indica:

De lo anterior se concluye que para un nivel n = 4, se tiene un orbital “s”, 3 orbitales “p”, 5 orbitales “d” y 7 orbitales “f ”, que sumados dan 16 orbitales, es decir n2 = 16. El número cuántico por orientación o magnético “m” surge como una necesidad para explicar el por qué los átomos colocados en un campo magnético se excitan y se observan algunas líneas espectrales; estas líneas demuestran que los orbitales de un mismo subnivel energético tienen diferente orientación espacial, por lo que el tercer número cuántico “m” indica la orientación de un orbital en el espacio.

Cada valor de “l ” da (2 l + 1) valores de “m” y estos últimos pueden ir desde - l

a + l pasando por cero, por lo tanto tenemos que:

Orbital py

Orbital d(xy) acepta 2 electrones

Subnivel “f” acepta 14 electrones

112

Si l = 0,1, … (n –1) y n = 1, entonces l = 1 – 1 = 0

El valor de m es: m = 2(l) + 1 m = 2(0) +1 = 1

Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces habrá un solo valor de “m” que será m = 0 que corresponde al orbital “s” con dos electrones. Si n = 2

l = 0, 1 ya que l varía desde cero hasta (n – 1), cuando = 0,

m = 0 que corresponde al orbital “s” con dos electrones; cuando l = 1, m = 2() +1 = 2(1) +1 = 3

Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces habrá tres valores para “m”, los cuales m = 1, m = 0 y m = +1, que corresponden a los orbitales px, py y pz, cada uno son dos electrones. Al sumarse estos últimos, con los dos del orbital “s”, se obtiene un total de 8 electrones en el segundo nivel. En resumen tenemos:

n = 2:

l = 0; m = 0 s = 2 e

l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p = 6 e

Total = 8 e

Si n = 3

l = 0,1, 2, ya que varía desde (n - 1)

cuando l = 2, m = 2(2) +1 = 5

Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces m tendrá cinco valores que son m = -2, m = -1, m = 0, m = +1 y m = +2, que corresponden a los 5 orbitales cada uno con dos electrones. Al sumarse con los que se encuentran en

l = 0 y l = 1, se obtiene un total de18 electrones en el tercer nivel. En resumen tenemos:

n = 3:

l = 0; m = 0 s = 2 e

l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p = 6 e

l = 2; m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2 d = 10 e

Total = 18 e

Si n = 4

l = 0,1, 2 y 3, ya que varía desde cero hasta (n –1)

cuando l = 3, m = 2(3) +1 = 7

113

Dado que m toma valores desde - l hasta + l, entonces m tendrá valores que son –3, -2, -1, 0, +1, +2 y +3, que corresponden a los 7 orbitales “f” cada uno

con dos electrones. Al sumarse con los que encuentran en l = 0, l = 1 y l = 2, se obtiene un total de 32 electrones para el cuarto nivel. En resumen tenemos:

n = 4:

l = 0; m = 0 s = 2 e

l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p = 6 e

l = 2; m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2 d = 10 e

l = 3; m = -3, m = -2, m = -1, m = 0,

m = +1, m = +2, m = + 3 f = 14 e

Total = 32 e

Lo anterior descrito se puede resumir en la siguiente tabla:

Nivel de energía n

1 2 3 4

Número de subniveles

l = n

1

2

3

4

Número de orbitales n2

1 4 9 16

Tipo y número de orbitales

s 1

s p 1 3

s p d 1 3 5

s p d f 1 3 5 7

Número máximo de electrones por

subnivel

2

2 6

2 6 10

2 6 10 14

Número máximo de electrones por

nivel 2n2

2

8

18

32

Número cuántico spin o de giro “s”. Este número cuántico “s” expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje. El giro del electrón se llama spin y solo puede tener dos direcciones, una en el sentido del giro de las manecillas del reloj (+1/2) y la otra en sentido contrario (-1/2).

114

El cuarto número cuántico “s” indica la diferencia en spin o giro para los dos electrones que ocupan un mismo orbital. Al combinar todos los valores posibles de los cuatro números cuánticos se obtiene la siguiente tabla cuántica de valores.

Tabla cuántica de valores

n l m s subnivel e-

1 0 0 1s 2

2 0 0 2s

1 -1 0 +1 2p 8

3 0 0 3s

1 -1 0 +1 3p 18

2 -2 -1 0 +1 +2 3d

4 0 0 4s

1 -1 0 +1 4p

2 -2 -1 0 +1 +2 4d 32

3 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 4f

115

En equipos de 4 personas lean los temas "Configuración electrónica, la huella digital de los elementos", "Principio de Edificación Progresiva o Regla de Aufbau, Principio de Exclusividad de Pauli y Principio de Máxima Multiplicidad o Regla Hund" y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿En qué consiste el Principio de Edificación Progresiva o Regla de Aufbau? 2. ¿Qué indica el Principio de Exclusividad de Pauli? 3. ¿Qué indica la Regla de Hund?

Configuración electrónica, la huella digital de los elementos. A partir de los estudios de los espectros atómicos, los físicos han llegado a la conclusión de que los electrones en los átomos (no excitados) se encuentran distribuidos entre 1 ó 7 niveles de energía, según sea la complejidad del átomo. Como ya se mencionó, el primer nivel energético solo puede contener dos electrones, se supone que es el nivel que se encuentra más cerca del núcleo y estos electrones son atraídos con mayor fuerza por el mismo. El descubrimiento de los diversos grupos de líneas del espectro correspondientes a los subniveles no sucedió repentinamente, sino que fue el resultado de una serie de hallazgos obtenidos a lo largo de los primeros años del siglo XX. Los subniveles fueron recibiendo nombres de acuerdo al orden en que se iban descubriendo y así sharp, principal, diffuse y fundamental corresponde a los subniveles "s", "p", "d" y "f" respectivamente.

116

En equipos de 4 integrantes realicen las siguientes actividades: 1. Fotocopia la mano derecha extendida de al menos tres compañeros de tu

grupo, compara la forma, trayectoria y distribución de las líneas y huellas de cada uno con las tuyas, y obtén una conclusión. Tus compañeros deberán ser del mismo sexo y edad.

2. Consigue una tabla de clasificación cuántica de los elementos, revísala y

analízala en equipos. 3. Relaciona la clasificación cuántica de los elementos con las huellas de la

mano, y escribe tus conclusiones.

2.3.1 Principio de Edificación Progresiva de Aufbau, Principio de Exclusión de Pauli y Principio de Máxima Multiplicidad de Hund.

La distribución de los electrones se hace siguiendo el Principio de Edificación Progresiva, el cual señala que “cada nuevo electrón que se añade a un átomo, entrará en el orbital disponible inmediato de menor energía”, este arreglo de orden de energía está dado por el orden de construcción de Aufbau, debido a que al aumentar el número atómico, varían ligeramente las energías relativas de los niveles como se observa en la siguiente gráfica:

Los subniveles pueden agruparse según el orden de energías crecientes, y a las gráficas de construcción progresiva se obtiene el orden en que se acomodan los electrones:

Ene

R

g

Í

a

1s

2p 2s

3p 3s

3d 4s

4d 5s 4p

4f 6s 5p

5d

5f 7s 6p

6d

7p

117

1s2,

2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6

“Principio de Exclusión de Pauli” El Principio de Exclusión de Pauli restringe la cantidad de electrones dentro de un subnivel. Este principio dice: “Dos electrones de un átomo dado no

pueden tener los mismos cuatro números cuánticos iguales (n, l, m y s)”. Es decir, en un orbital en donde exista la desigualdad de los cuatro números, no puede haber dos electrones con el mismo spin sino dos electrones con spin opuesto, es decir:

Orbita "s" Esto no es posible que ocurra.

Orbital "s" Es la forma correcta de aparear los electrones

“Principio de máxima multiplicidad” o “Regla de Hund” El Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund establece que: "Los electrones de un mismo subnivel tienden a ocupar orbitales vacíos, antes de aparearse con otro electrón". Esto quiere decir que cuando los electrones están en un subnivel, la situación de energía más baja será el estado en el que los electrones no comparten el mismo orbital, por ejemplo:

Orbitales "p" Estado de energía más alto.

Orbitales "p" Estado de menor energía. Donde cada cuadro representa un orbital y cada flecha un electrón, en el primer caso los electrones están en el mismo orbital y en el segundo caso los electrones están en dos orbitales. En la siguiente tabla se pueden observar ejemplos de aplicación de la regla de Hund.

118

Diagrama de orbitales

1s 2s 2px 2py 2pz

1H 1s1

2He 1s2

3Li 1s2 2s1

4Be 1s2 2s2

5B 1s2 2s2 2p1

6C 1s2 2s2 2p2

7N 1s2 2s2 2p3

8O 1s2 2s2 2p4

9F 1s2 2s2 2p5

10Ne 1s2 2s2 2p6

Configuración electrónica de los primeros 10 elementos

2.3.2 Configuración electrónica.

En equipos de 4 integrantes lean el tema "Configuración electrónica con la Regla de las Diagonales; configuraciones electrónicas de los elementos que no cumplen la Regla de las Diagonales; Configuración Electrónica Abreviada" y realicen las siguientes actividades. 1. Desarrollar la configuración electrónica, en forma común y después en forma

abreviada de los siguientes elementos químicos: Po, W, Mn, Ag, Ba, Br, C, Cu, P, Sr, Zn, Pb, I, Au.

R:

119

La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un elemento en los distintos niveles de energía, subniveles y orbitales atómicos o capas que lo forman. La cual viene dada por el orden de energías crecientes de los subniveles. Dicho de otra manera existe solo y solo una configuración electrónica para cada átomo de un elemento, así como una sola huella digital para cada hombre sobre la Tierra. La configuración electrónica utiliza para su elaboración, lo siguiente: a) Símbolo químico de los elementos. Ejemplos: Au, Pt, Fe, He, Tb, etc. b) Un subíndice, el cual nos indica el número atómico del elemento. 79Au,

78Pt, 26Fe, 2He, 65Tb. c) Recordar la cantidad de electrones por nivel y subnivel (ver tabla cuántica de

valores), en donde el nivel uno acepta como máximo dos electrones provenientes del subnivel “s”, es decir, 1s.

El nivel dos acepta como máximo ocho electrones, provenientes de los subniveles “s” y “p” es decir, 2s, 2p. El nivel tres acepta como máximo 18 electrones, provenientes de los subniveles “s”, “p”, y “d” es decir, 3s, 3p, 3d. El nivel cuatro acepta como máximo 32 electrones, provenientes de los subniveles “s”, “p”, “d” y “f”, es decir, 4s, 4p, 4d y 4f. El nivel cinco acepta como máximo 32 electrones, provenientes de los subniveles “s”, “p”, “d” y “f”, es decir, 5s, 5p, 5d y 5f. El nivel seis acepta como máximo 18 electrones, provenientes de los subniveles “s”, “p” y “d”, es decir, 6s, 6p y 6s. El nivel siete acepta como máximo 8 electrones, provenientes de los subniveles “s” y “p”, es decir, 7s y 7p.

d) Por último aplicar el orden de llenado de acuerdo a las reglas antes

mencionadas. Cantidad de electrones Por ejemplo: Nivel 1s2 Subnivel

120

REGLA DE LAS DIAGONALES

Niveles Subniveles No. de electrones

s 2 p 6 d 10 f 14 por nivel

1 2 (He)

1-2 1

2

2 3-4 2

10 (Ne)

5-10 3

8

3 11-12 4

18 (Ar)

13-18 5

21-30 7

18

4 19-20 6

36 (Kr)

31-36 8

39-48 10

57-71 13

32

5

37-38 9

54 (Xe)

49-54 11

72-80 14

89-102 17

32

6

55-56 12

86 (Rn)

81-86 15

103-112 18

18

7

87-88 16

113-118 19

8

Ejemplos: a) 5B 1º. Se escribe la secuencia 1s, 2s, 2p,... siguiendo las flechas de la Regla de las

Diagonales. Para el boro sería:

1s, 2s, 2p 2º. Se llenan los subniveles con la cantidad de electrones que acepta cada

orbital, hasta completar el total de electrones del número atómico del elemento.

121

1s2, 2s2, 2p1

1s 2s 2px 2py 2pz

b) 13 Al

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1

_ __ __ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz

c) 20 Ca

1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s

Al aplicar la regla anterior a los elementos químicos cuyos números atómicos son: 24, 29, 41, 42, 44, 45, 46, 47, 57, 58, 64, 78, 79, 89, 90, 91, 92, 93 y 96 no cumplen con la regla, debido a que presentan situaciones en que algunos subniveles están medios llenos y otros medios vacíos y no existen reglas sencillas para predecir dichas anormalidades; por lo que se enlistan las configuraciones electrónicas correspondientes, mismas que se han obtenido por espectroscopía atómica. Configuración electrónica de los elementos que no cumplen la Regla de las Diagonales (Aufbau). Se señala con negritas los subíndices donde los electrones no se acomodan con forme a las diagonales. Por ejemplo:

24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5

29Cu 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10

41Nb 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d4

42Mo 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d5

122

44Ru 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d7

45Rh 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d8

46Pd 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d9

47Ag 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d10

57La 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 5d1

58Ce 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f1, 5d1

64Gd 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f7, 5d1

78Pt 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d9

79Au 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d10

89Ac 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 6d1

90Th 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 6d2

91Pa 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f2, 6d1

92U 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f3, 6d1

93Np 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f4, 6d1

96Cm 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10,

6p6, 7s2, 5f7, 6d1 Al estar desarrollando configuraciones electrónicas y diagramas energéticos, observamos una repetitividad laboriosa y a veces, casi siempre tediosa; en esos casos es posible utilizar el “kernel”, que resulta ser una abreviatura de las configuraciones electrónicas.

Configuración electrónica abreviada. El kernel es la configuración electrónica abreviada de cualquier elemento, partiendo del gas noble cuyo símbolo está cerrado en corchetes (que en la tabla

123

de la regla de las diagonales ya aparecen en los cuadros: 1, 3, 5, 8, 11 y 15) y enseguida los subniveles que completan la configuración electrónica del elemento en cuestión.

Gas noble [He] [Ne] [Ar] [Kr] [Xe] [Rn]

Número atómico 2 10 18 36 54 86

Secuencia de los subniveles que se irán llenando después del gas noble

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4p

5s 4d 5p

6s 4f 5d 6p

7s 5f 6d 7p

Para simplificar una configuración electrónica o un diagrama energético, se debe partir del gas noble cuyo número de electrones o número atómico sea inmediato inferior al átomo que se desea representar y completar el llenado de los subniveles con los electrones faltantes, por ejemplo: Para hacer la configuración electrónica del sodio 11Na, se parte del neón ya que es el inmediato inferior al 11 y después se escriben los subniveles faltantes que completarán la configuración, es decir:

11Na = [Ne] 3s1 Para la configuración electrónica del boro 35Br, se busca el gas noble menor de 35 y de la tabla anterior se observa que el kriptón tiene 36 electrones y el argón tiene 18, por lo que se toma éste último como kernel y se completa la configuración, quedando de la siguiente manera:

35Br = [Ar] 4s2, 3d10, 4p5 Y al ordenarla por niveles se obtiene la configuración correspondiente:

35Br = [Ar] 4s2, 4p5, 3d10 Nota: Debes tener cuidado al hacer la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 24, 29, 41, 42, 44, 45, 46, 47, 57, 58, 64, 78, 79, 89, 90, 91, 92, 93 y 96.

Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos químicos utilizando la regla del kernel.

1) 27Co 2) 6C 3) 38Sr

124

4) 15P 5) 47Ag 6) 8O

R. 1. 2.

3.

4.

5.

6.

Configuración electrónica de los elementos químicos en base a la Regla de las Diagonales o Regla de Aufbau. Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

1 H 2 He

1 2

3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne

2 2 2 2 2 2 2 2

1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6

11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar

2 2 2 2 2 2 2 2

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6

19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co* 28 Ni 29 Cu* 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

1 2 2 1 2 2 2 3 1 5 2 5 2 6 2 7 2 8 1 10 2 10 2 10 1 2 10 2 2 10 3 2 10 4 2 10 5 2 10 6

125

Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb* 42 Mo* 43 Tc 44 Ru* 45 Rh* 46 Pd* 47 Ag* 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6

1 2 2 1 2 2 1 4 1 5 2 5 1 7 1 8 1 9 1 10 2 10 2 10 1 2 10 2 2 10 3 2 10 4 2 10 5 2 10 6

55 Cs 56 Ba 57 La* 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd* 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt* 79 Au* 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6

2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6

1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 7 1 2 9 2 10 2 11 2 12 2 13 2 14 2 14 1 2 14 2 2 14 3 2 14 4 2 14 5 2 14 6 2 14 7 1 14 9 1 14 10 2 14 10 2 14 10 1 2 14 10 2 2 14 10 3 2 14 10 4 2 14 10 5 2 14 10 6

126

Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

87 Fr 88 Ra 89 Ac* 90 Th* 91 Pa* 92 U* 93 Np* 94 Pu 95 Am 96 Cm* 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6

2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6

2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6 2 10 6

2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6

1 2 1 1 2 2 2 2 1 2 3 1 2 4 1 2 6 2 7 2 7 1 2 9 2 10 2 12 2 13 2 14 2 14 1 2 14 2

* Recuerda: La configuración electrónica de estos elementos no cumplen con la Regla de las

Diagonales.

2.3.3 Electrón diferencial

En equipo de cuatro personas, lean el tema "Electrón diferencial" y deduce los cuatro números cuánticos para cada electrón diferencial de los siguientes elementos consecutivos: a) B - C, b) Mg – Al y c) Cu - Zn. R:

Electrón diferencial. El electrón que se añade al ir de un elemento de menor a mayor número atómico; en el procedimiento de Aufbau se llama electrón diferencial y es el que hace que el comportamiento de un átomo sea diferente al del átomo que se le antecede y precede.

127

El electrón diferencial se agrega en cada paso al orbital de más baja energía disponible, además de que podemos encontrar sus cuatro números cuánticos para observar con mayor claridad esa diferencia. Así, por ejemplo, para el hierro

26Fe: Para el subnivel "p", primero se colocan los electrones (representados por una flecha), apuntados hacia arriba.

Orbitales "p" Luego, cuando se hallan llenado parcialmente se continúa llenando flechas hacia abajo hasta completar el total de electrones.

Orbitales "p" Para encontrar los cuatro números cuánticos del electrón diferencial del hierro, se hace lo siguiente: a) Se escribe la configuración electrónica del elemento:

26 Fe: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 b) Se obtiene el valor de n que está representado por el coeficiente del subnivel

donde se encuentran los últimos electrones, en este caso n = 3.

c) Se determinan los valores de l, recordando que l varía desde 0 hasta n - 1,

por lo tanto será: l = 0, 1 y 2. d) Se determina el valor de m, para ello se escribe el diagrama energético del

subnivel "d" como sigue (parte final de la configuración electrónica). Su diagrama energético es:

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d 3d 3d 3d 3d

Después con la ayuda de la tabla cuántica se localiza la posición del subnivel 3d correspondiente y enseguida la posición del sexto electrón, recordando que la distribución se hace según la energía más baja (primero las flechas hacia arriba y luego hacia abajo).

n l m S subniveles Número de electrónes

3 2 -2, -1, 0, +1, +2 3d 18

Orden de distribución de los electrones

1 6 2 7 3 8 4 9 5 10

128

Y al comparar la posición del electrón diferencial con los valores de m se obtiene el valor que es m = -2. e) Se observa finalmente si la flecha del electrón diferencial apunta

hacia arriba o hacia abajo considerando el criterio de que si es hacia arriba es positivo y hacia abajo es negativo. En este caso, s = -1/2 porque es el sexto electrón del subnivel d apunta hacia abajo.

Si comparamos los cuatro números cuánticos del hierro con los del cobalto 27 Co que es el elemento que le sigue tendremos: a) Se escribe la configuración electrónica del elemento:

27 Co: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7

b) Se obtiene el valor de n que está representado por el coeficiente del subnivel

donde se encuentran los últimos electrones, en este caso n = 3.

c) Se determinan los valores de l, recordando que l varía desde 0 hasta n - 1,

por lo tanto será: l = 0, 1 y 2. d) Se determina el valor de m, para ello se escribe el diagrama energético del

subnivel "d" como sigue (parte final de la configuración electrónica).

Su diagrama energético es:

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d 3d 3d 3d 3d

Después con la ayuda de la tabla cuántica se localiza la posición del subnivel 3d correspondiente y enseguida la posición del séptimo electrón, recordando que la distribución se hace según la energía más baja (primero las flechas hacia arriba y luego hacia abajo).

n l m S subniveles Número de electrones

3 2 -2, -1, 0, +1, +2 3d 18

Orden de distribución de los electrones

1 6 2 7 3 8 4 9 5 10

Y al comparar la posición del electrón diferencial con los valores de m se obtiene el valor que es m = -1.

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e) Se observa finalmente si la flecha del electrón diferencial apunta hacia arriba o hacia abajo considerando el criterio de que si es hacia arriba es positivo y hacia abajo es negativo. En este caso, s = -1/2 porque es el sexto electrón del subnivel d apunta hacia abajo.

En conclusión, ningún electrón diferencial tendrá sus cuatro números cuánticos iguales y en consecuencia al ir agregando un electrón nuevo se generan átomos con diferentes características.

2.4.1 Símbolos de los elementos químicos.

En equipos de 4 personas lean el tema “Símbolos de los elementos que forman a los recursos naturales” y después escriban los nombres y símbolos de los elementos químicos que se encuentren en la naturaleza. Lectura No. 28: “Elementos que forman los recursos naturales”. El sistema solar, formado por Sol, los planetas y sus satélites, los asteroides, los cometas y los meteoritos son parte de una galaxia constituida por más de 100, 000 millones de estrellas. De acuerdo con una hipótesis, toda la materia del universo estaba en un espacio pequeño a una gran presión y elevada temperatura, en estas condiciones, los elementos no existían, posiblemente toda la materia estaba formada por neutrones y posteriormente una expansión violenta de esta materia, acompañada de un enfriamiento originaron la formación de elementos, a partir de neutrones y la aglomeración de materia originó las estrellas, planetas, etc. La composición química del universo se obtiene por análisis espectroscópico de la luz de las estrellas y por análisis de meteoritos y sustancias terrestres.

130

La Tierra no es una muestra representativa de materia porque está constituida fundamentalmente de elementos pesados, en tanto que en el universo predomina el hidrógeno y el helio. El Sol está constituido por ¾ partes de hidrógeno y ¼ parte de helio con trazas de otros elementos. A la Tierra llegan alrededor 1,000 toneladas de polvo cósmico y meteoritos que arden en la estratósfera o más arriba, los meteoritos que caen en la corteza terrestre tienen distinta composición y pueden clasificarse en metálicos, hierro pétreo y rocoso. La composición media del tipo metálico de muchos meteoritos recogidos en la Tierra tienen 90.8% de hierro (Fe), 8.6% de níquel (Ni) y 0.60% de cobalto (Co). Los meteoritos del tipo de hierro pétreo y rocoso están formados de 12 a 50% de aleación hierro-níquel y el resto de silicatos metálicos de hierro, níquel, aluminio (Al), sodio (Na), magnesio (Mg), cromo (Cr), manganeso (Mn) y también puede haber óxidos y sulfuros. La composición de las principales zonas de la Tierra es:

Atmósfera Nitrógeno (N2), oxígeno (O2), dióxido de carbono (CO2), gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón) y otros.

Hidrosfera Sales y agua.

Biosfera Materia viva y materiales orgánicos.

Litosfera (corteza) Rocas ígneas, pizarra y caliza.

Manto Silicatos metálicos de magnesio y de hierro, sulfuros metálicos, óxidos, etc.

Núcleo Hierro y níquel.

La masa fundida de la Tierra en sus comienzos era bastante homogénea y los elementos que abundaban era el hierro (Fe), magnesio (Mg), silicio (Si) y oxígeno (O2) con pequeñas cantidades de calcio (Ca), níquel (Ni), sodio (Na) y azufre (S); al irse enfriando se formaron compuestos estables pero no había suficiente oxígeno y azufre para convertir los elementos existentes en óxidos y sulfuros, el exceso de hierro y níquel se fueron asentando en el centro de la Tierra formando el núcleo. El manto formado por magnesio y silicato de hierro constituía una capa líquida alrededor del núcleo líquido. Otras hipótesis sostienen que los primeros sólidos eran los óxidos y sulfuros, compuestos cristalinos que se habían formado en la parte más baja del manto constituyendo así una corteza sólida alrededor del núcleo que reducía en gran parte en el enfriamiento posterior.

131

Al continuar la cristalización en el manto el líquido que quedaba todavía se enriqueció en compuestos de Al, Ca, O, K, Na y en menor grado otros compuestos, posteriormente estas sustancias formaron minerales como el feldespato y el cuarzo, que acumularon en la parte superior del líquido, formando finalmente una corteza sobre el manto. La atmósfera primitiva se componía en su mayor parte, probablemente de dióxido de carbono y agua. Mientras que la temperatura permaneció alta solo había vapor de agua, pero cuando ésta disminuyó se condensaron grandes cantidades de dicho vapor y la corteza sufrió una erosión química y física considerable. Los procesos de formación de los continentes fueron durante un largo período de tiempo, después de que solidificara totalmente la corteza, de tal manera que después de esto, los terremotos, plegamientos y otros tipos de movimientos han continuado durante los períodos geológicos, la Tierra, que estuvo sumergida, puede estar ahora a miles de metros sobre el nivel del mar, como es evidencia por la presencia de fósiles y otros materiales sedimentarios, o bien la Tierra que estuvo sobre el nivel del mar está ahora bajo el mar.

En equipos de 4 personas lean y discutan la lectura “Recursos y desechos” y después será expuesto ante el grupo por un integrante. Lectura No. 29: “Recursos y desechos”. Los recursos son las plantas, los animales, minerales, rocas o gases que se extraen del entorno natural para satisfacer las necesidades humanas.

La Tierra es, en muchos aspectos, como una nave espacial; los recursos que se hallan “a bordo” son los únicos con que podemos contar para el “viaje” que nos llevará toda la vida, algunos recursos, como el agua dulce, el aire, el suelo fértil, las plantas y animales, pueden reponerse con el tiempo a través de procesos

132

naturales. A estos recursos se les llama recursos renovables y si tenemos cuidado, la naturaleza nos ayudará a mantener el suministro de estos materiales, lo que significa no usarlos en forma indiscriminada, ni provocar daños en el entorno empleado descuidadamente estos recursos. Otros materiales, por ejemplo los metales, el gas natural, el carbón y el petróleo, se consideran recursos no renovables, porque no pueden reponerse. Los recursos naturales pueden “agotarse” o quedar tan dispersos que es virtualmente imposible reunirlos de nuevo. Conforme aumenta la población humana y se incrementa el desarrollo científico y tecnológico, nuestra sociedad hace uso de recursos a una velocidad cada vez mayor. El empleo o la obtención de un recurso genera la producción de materiales indeseables, por ejemplo la combustión del carbón genera gases corrosivos que pasan a la atmósfera, La extracción de un metal de una mina deja residuos sólidos que hay que eliminarlos. También producimos desechos cuando hacemos uso de muchos productos de consumo ordinario, por ejemplo, las envolturas de papel metálico se convierten en desechos cuando consumimos goma de mascar, del diario del día anterior, pasa a ser basura luego de cumplir con su propósito inicial, las cafeteras eléctricas se vuelven desechos cuando descubrimos que es más económico comprar una nueva que reparar la antigua. Cuando desechamos estos materiales en realidad no nos deshacemos de ellos, en el mundo de los átomos esto no es posible, puede ser que los elementos químicos encontrados en la basura no nos resulten útiles en esa forma. Pero siguen ahí y debe hacerse algo con ellos. Nuestra sociedad enfrenta crecientes problemas con los desechos, es decir, con las cosas que ya no queremos ni necesitamos. Los desechos reciben diversos nombres, por ejemplo los materiales que reunimos y arrojamos en botes o recipientes se llaman “basura” o “desperdicios”; la “contaminación” se origina de materiales indeseables y en ocasiones son dañinos cuando se desechan de manera descuidada. Muchos desechos potenciales son en "realidad” rescursos que están mal ubicados; por ejemplo, las botellas de vidrio usadas pueden reutilizarse haciendo una esterilización y limpieza de ellas, los botes de lata pueden reciclarse para venderse a un costo menor para nuevos materiales. “Reciclar” significa reprocesar los materiales manufacturados para hacer nuevos objetos, por ejemplo hacer botellas con vidrio reciclado.

133

¿Qué hacen con los desechos que generan tus actividades diarias?; es muy probable que arrojes muchos de ellos en papeles y botes de basura, pero de ahí ¿a dónde van? La siguiente tabla indica la manera de separar los desperdicios para reciclaje.

DESPERDICIO PROCEDIMIENTO Plástico (enjuagarlos cuando estén sucios): - Bolsas - Botes - Tapas - Plástico “Ega-pack” - Discos - Objetos de acrílico - Hule espuma - Botones - Medias de nylon - Cepillos de dientes - Cepillos para cabello - Unisel - Plumas y plumones - Juguetes de plástico Papel y cartón: - Desperdicios de papel - Hojas y cuadernos - Periódicos - Revistas - Tarjetas de invitaciones - Cajas de cartón - Papel encerado - Envolturas de papel - Etiquetas de papel y cartón - Papel celofán - Fotografías - Cartones de huevo - Envases “tetrapack”

El plástico se obtiene del petróleo y las reservas de éste no duran más de 50 años. Cuando el plástico se tira a la basura, contamina durante muchos años aunque sea biodegradable. El 95% de los plásticos es reciclable. Las cajas de cartón se despegan y se guardan planas para que ocupen menos espacio, las hojas se arrugan y se ponen extendidas. Para cada tonelada de cartón y papel que se recicla se dejan de cortar 17 árboles, al reciclar el papel se ahorra 60% de agua, 60% de energía y 50% de contaminación.

Metales: (enjuagarlos cuando están sucios)

Latas

Tapones de metal

Corcholatas

Botones de metal

Papel aluminio

Bolsa interior de leche en polvo

Pasadores para el cabello

Alfileres

Grapas

Ganchos de ropa

Alambres

Cacerolas de aluminio y acero inoxidable.

Las latas se pueden abrir de un solo lado y guardarse una dentro de la otra, o abrir de los dos lados para aplanarlas (así ocupará menos espacio). El aluminio se hace principalmente con bauxita; para obtener una tonelada de aluminio se utilizan 3,981 kg de bauxita, que se encuentra en los tres primeros metros del subsuelo de la selva, de manera que para extraerla se tiene que talar miles de árboles

134

DESPERDICIO PROCEDIMIENTO

Vidrio: (entero o roto se enjuaga cuando esté sucio) - Frascos - Vasos - Vidrio de ventana - Espejos - Floreros Otros materiales: - Pilas - Cerámicas - Hule - Telas, hilos y estambres - Aerosoles - Zapatos - Delcron - Broches y pinceles - Lápices labiales - Fibras para lavar trastes - Aparatos eléctricos inservibles - Cueros - Juguetes fabricados con varios

materiales.

El vidrio se puede reciclar, lo que ahorra muchos recursos naturales. Una tonelada de vidrio reutilizado varias veces (como los frascos) ahorra el gasto de 117 barriles de petróleo. Dentro de esta clasificación entran todos los objetos fabricados con diferentes materiales y que no se pueden separar fácilmente

Control sanitario: - Pañales desechables - Toallas sanitarias - Algodones y gasas usadas - Pañuelos desechables - Jeringas - Envases de productos tóxicos,

infecciosos o venenosos - Colillas de cigarrillos

La producción de basura que requiere control sanitario en una casa es muy poca. Es solo del 2% al 5% en comparación de los desperdicios antes mencionados.

Materia orgánica: - Desperdicios de cocina - Desperdicios de frutas y verduras - Desperdicios de carnes, pollo y pescado - Huesos - Cascarones de huevo - Mimbre, paja y ratán - Pedazos de madera - Lápices - cenizas

La materia orgánica abarca todos los productos de origen animal y vegetal, no se reciclan, pero se puede hacer composta de los. La composta es el mejor abono que se le puede poner a las plantas y jardines, ya que los abonos artificiales a veces contienen productos químicos contaminantes.

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En equipos de 4 personas lean el tema “Los símbolos de los elementos químicos” y después redacten un resumen y preséntelo ante el grupo por un representante.

Los símbolos de los elementos químicos. En la actualidad se conocen alrededor de 116 elementos químicos, muchos de ellos forman parte del universo, hasta las más lejanas estrellas y nebulosas. Los elementos químicos, forman las sustancias cuyas transformaciones y composiciones son estudiadas por la química, pero ¿qué es un elemento químico? Existen dos formas de definir el concepto de elemento químico, una definición antigua puede ser: Un elemento químico es una sustancia pura formada por moléculas (porción pequeña que conserva las propiedades de las sustancias) o átomos iguales (partículas que no se pueden dividir ni por métodos químicos). En tanto que una definición actual será: Un elemento químico es una sustancia tal que todos sus átomos poseen el mismo número atómico. Desde la antigüedad, los alquimistas empleaban símbolos para representar los elementos químicos, por ejemplo, una luna creciente para representar a la plata, por el color plateado de la luna, un círculo para el oro, símbolo del Sol dorado y de perfección. En 1806, John Dalton empleó una circunferencia con un punto en el centro para representar al hidrógeno , un círculo para el carbono y una circunferencia sin llenar para representar al oxígeno ; y así, para 20 elementos más. Actualmente todos los elementos químicos se representan por símbolos, que son abreviaturas correspondientes al nombre del elemento y esto se debe al químico sueco Jöns Jakob Berzelius (1799-1848) quien tubo la idea de representar los diversos elementos de manera abreviada con la letra mayúscula inicial del nombre. Por ejemplo: Hidrógeno (H), Carbono (C) y Oxígeno (O) Para los elementos, cuyos nombres comienzan con la misma letra, se usa la letra inicial en mayúscula seguida de una minúscula. Por ejemplo: Magnesio (Mg), Manganeso (Mn), Calcio (Ca) y Cesio (Cs).

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En algunos casos el nombre no coincide con el nombre en español, debido a que el nombre del elemento se deriva del latín, griego o alemán o de otros idiomas, por ejemplo: Antimonio (Sinabrium), Sb; Azufre (Sulphur) S; Cobre (Cuprum) Cu; Potasio (Kalium) K. En la siguiente tabla encontrarás algunos elementos con su nombre original y su símbolo.

NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO

Actino Griego: aktis, aktinos (rayo) Ac

Aluminio Latín: alumen, alumbre Al

Americio Español: Las Américas Am

Antimonio Latín: antimonium, stibium (marca) Sb

Argón Griego: argos (inactivo) Ar

Arsénico Latín: arsenicum. Griego: arsenikon As

Astatino Griego: astatós (inestable) At

Azufre Sánscrito: sulvere. Latín: sulphurium S

Bario Griego: barys (pesado) Ba

Berkelio Inglés: De Berkeley, California, U.S.A. Bk

Berilio Griego: berryllos (beril) Be

Bismuto Alemán: Weisse Masse, después wismuth y finalmente Bisemutum (masa blanca)

Bi

Boro Arabe: Buraq. Persa: Burah B

Bromo Griego: Bromos Br

Cadmio Latín: cadmia Cd

Calcio Latín: Calx (cal) Ca

Californio Inglés: De California, Estados Unidos Cf

Carbono Latín: carbón C

Cerio Tomado del Asteroides Ceres Ce

Cesio Latín: caesius Cs

Cloro Griego: chloros Cl

Cromo Griego: chroma Cr

Cobalto Alemán: kobold Co

Cobre Latín: cuprum Cu

Curio En Honor a Marie y Pierre Curie Cm

Disprosio Griego: dysprositos Dy

Einstenio En Honor a Albert Einstein Es

Erbio De la ciudad Yterby, Suecia Er

Escandio Latín: Scandia Sc

Estaño Latín: stannum Sn

Estroncio De la ciudad Strontian, Escocia Sr

Europio De Europa Eu

Fermio En Honor a Enrico Fermi Fm

Flúor Latín: fluere F

Fósforo Griego: phosphorós P

Francio De Francia Fr

Gadolinio Del mineral gadolinita Gd

Galio Latín: Gaollia (Francia) Ga

137

NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO

Germanio Latín: Germania (Alemania) Ge

Hafnio De Hafnia (Copenhague) Hf

Helio Griego: Helios He

Holmio Latín: Holmia (Estocolmo) Ho

Hierro Latín: ferrum Fe

Hidrógeno Griego: Hydro H

Indio Debido al color índigo de su espectro In Iridio Latín: iris Ir Iterbio De la ciudad Yterby, Suecia Yb

Itrio De la ciudad Yterby, Suecia Y

Kriptón Griego: kriptós Kr

Lantano Griego: lanthanein La

Lawrencio En Honor a Ernest O. Lawrence Lr

Litio Griego: lithos Li

Lutecio De Lutetia (nombre antiguo de París) Lu

Magnesio Griego: Magnesia (Tesalia, Grecia) Mg

Manganeso Latín: magnés Mn

Mendelevio En Honor a Dimitri Mendeleiev Md

Mercurio Latín: hidragyrum. Del Planeta Mercurio Hg

Molibdeno Griego: molybdós Mo

Neodimio Griego: neos (nuevo) y didymos Nd

Neón Griego: neós (nuevo) Ne

Neptuno De planeta Neptuno Np

Níquel Alemán: nikel Ni

Niobio Griego: de la Mitología, Níobe hijo de Tántalo Nb

Nitrógeno Latín: nitrum. Griego: notrón N

Nobelio En Honor a Alfred Nobel No

Oro Latín: aurum Au

Osmio Griego: osmé Os

Oxígeno Griego: oxys O

Paladio Griego: de la Mitología, Pallas era la Diosa de la Sabiduría

Pd

Plata Latín: argentum Ag

Platino Español: platina Pt

Plomo Latín: plumbum Pb

Plutonio Del planeta Plutonio Pu

Polonio En Honor a Polonia Po

Potasio Latín: kalium K

Praseodimio Griego: prasios y didymos Pr

Prometio Griego: de la Mitología, Prometeo Pm

Protactinio Griego: protos Pa

Radio Latín: radius (radio) Ra

Radón De radio Rh

Renio Latín: Rhenus Re

Rodio Griego: rodón Rb

138

NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO

Rutenio Latín: Ruthenia Ru

Samario Del mineral Samarsquita Sm

Selenio Griego: Selene Se

Silicio Latín: silex Si

Sodio Latín: natrium Na

Tantalio Griego: de la Mitología, Tántalo Ta

Talio Griego: Thallos Tl

Telurio Latín: Tellus Te

Terbio De la ciudad Yterby, Suecia Tb

Tecnecio Griego: technetos Tc

Torio Escandinavo: de la Mitología, Dios Thor Th

Tulio Thule, nombre antiguo de Escandinavia

Tm

Titanio Latín: Titans Ti

Tungsteno Sueco: tung y sten W

Uranio Del planeta Uranio U

Vanadio Escandinavo: de la Mitología, la Diosa Vanadis V

Xenón Griego: xenon Xe

Yodo Griego: iodes I Zinc Alemán: zink Zn

Zirconio Arabe: zargum Zr

En forma individual encuentra el nombre de los siguientes símbolos químicos en la sopa de letras: 1) Fe 2) Na 3) Cu 4) Xe 5) Ge 6) Se 7) Pt 8) Au 9) F 10) Ca 11) H 12) O 13) Ag 14) Br 15) Bi 16) Pd 17) Ne 18) Zn 19) Cl 20) Er 21) B 22) Hf 23) S 24) Po

139

C

B H I E R R O A B O N W P

B

A I T T X O I B R E B T O

S

O D I O S A D C O B R E L

A

O R A X E N O N M R O R O

X

E O O I R O L C I C M B N

E

A G N G E R M A N I O I I

N

S E

L E N I O C O B C O O

O

X N L N N P L A T I N O B

A

R O C O O L A P L A I R I

Z

A U O L R A L L C A Z U S

U

R A R O C T P A A P F U M

F

L U O R A A U O L D L A U

R

O B R E S L H A F N I O T

E

R B I C A L C I O P O O O

2.4.2 Número atómico, masa atómica e isótopos.

En equipos de 4 personas lean los temas “Número atómico, masa atómica” e “isótopos” y después redacten un resumen y preséntelo ante el grupo por un representante.

Número atómico y masa atómica. Se ha definido que toda la materia está constituida por cargas positivas y negativas, la estructura atómica permitió establecer (mediante las partículas subatómicas, protón, neutrón y electrón), estos constituyentes fundamentales, los cuales fueron debidamente identificados por diversos científicos, Así por ejemplo: Ernest Rutherford (1911), Henry Moseley (1912) y otros investigadores,

140

al estudiar los espectros con rayos X en tubos de descarga, encontraron radiaciones características para cada elemento. Moseley descubrió que cada elemento tiene un espectro característico, que depende del número de electrones presentes en cada átomo. El número atómico que Moseley designó con letra Z corresponde al número de carga positiva del núcleo, según comprobó posteriormente Chadwick en 1920. La siguiente tabla proporciona el número atómico (Número de protones o electrones) en cada átomo neutro, el símbolo y la masa atómica de los elementos químicos.

Número atómico (Z)

Símbolo químico

Masa atómica

Número atómico (Z)

Símbolo químico

Masa atómica

1 H 1.0079 55 Cs 132.9054

2 He 4.0026 56 Ba 137.33

3 Li 6.941 57 La 138.9055

4 Be 9.0122 58 Ce 140.12

5 B 10.811 59 Pr 140.9077

6 C 12.011 60 Nd 144.24

7 N 14.0067 61 Pm 145

8 O 16.9994 62 Sm 150.36

9 F 18.9984 63 Eu 151.965

10 Ne 20.1797 64 Gd 157.25

11 Na 22.9898 65 Tb 158.9253

12 Mg 24.305 66 Dy 162.50

13 Al 26.9815 67 Ho 164.9303

14 Si 28.0855 68 Er 167.29

15 P 30.9738 69 Tm 168.9342

16 S 32.066 70 Yb 173.04

17 Cl 35.4527 71 Lu 174.967

18 Ar 39.948 72 Hf 178.49

19 K 39.069 73 Ta 180.9479

20 Ca 40.078 74 W 183.85

21 Sc 44.9559 75 Re 186.207

22 Ti 47.88 76 Os 190.20

23 V 50.9415 77 Ir 192.22

24 Cr 51.996 78 Pt 195.08

25 Mn 54.9380 79 Au 196.9665

26 Fe 55.847 80 Hg 200.59

27 Co 58.9332 81 Tl 204.383

28 Ni 58.6934 82 Pb 207.20

29 Cu 63.546 83 Bi 208.9804

30 Zn 65.39 84 Po 209

31 Ga 69.723 85 At 210

32 Ge 72.61 86 Rn 222 33 As 74.9216 87 Fr 223

141

Número atómico (Z)

Símbolo químico

Masa atómica

Número atómico (Z)

Símbolo químico

Masa atómica

34 Se 78.96 88 Ra 226.0254

35 Br 79.904 89 Ac 227

36 Kr 83.80 90 Th 232.0381

37 Rb 85.4678 91 Pa 231.0359

38 Sr 87.62 92 U 238.029

39 Y 88.9059 93 Np 237.0482

40 Zr 91.224 94 Pu 244

41 Nb 92.9064 95 Am 243

42 Mo 95.94 96 Cm 247

43 Tc 98 97 Bk 247

44 Ru 101.07 98 Cf 251

45 Rh 102.9055 99 Es 252

46 Pd 106.42 100 Fm 257

47 Ag 107.868 101 Md 258

48 Cd 112.41 102 No 259

49 In 114.82 103 Lr 260

50 Sn 118.710 104 Rf 261

51 Sb 121.757 105 Ha 262

52 Te 127.60 106 Sg 263

53 I 126.9045 107

54 Xe 131.29 108

La relación en el número atómico y las propiedades de un elemento son de suma importancia para el estudio de la física y la química, puesto que el número y el arreglo de los electrones en el átomo determinan casi por completo su comportamiento químico. Dalton en 1802 asigna el peso relativo de uno de los más ligeros de los átomos, el hidrógeno y a finales del siglo XIX, los químicos ya tenían datos experimentales más confiables de los que tuvo Dalton y admitieron la existencia de moléculas diatómicas en los elementos gaseosos, cosa que Dalton no admitía. Finalmente acordaron resolver sus diferencias y aceptaron una sola escala de pesos atómicos relativos. En el Congreso Internacional decidieron aceptar como estándar el valor de un átomo individual de oxígeno como 16 unidades de masa atómica (uma), como peso relativo, así concluyeron que el peso relativo de una molécula diatómica de oxígeno, es igual a a 32 uma. Cuando se eligió el estándar, los químicos no tenían algún método experimental que les permitiera pesar los átomos individualmente, aún hoy, para poder realizarlo se tiene que hacer de manera indirecta con un número muy grande de átomos, solo así se puede determinar el peso de un átomo. Por otra parte, el número de masa es la cantidad total de protones y neutrones que tiene un átomo. Se puede representar con la letra “A” en la parte superior izquierda del símbolo químico.

142

Sabemos que los protones y neutrones tienen prácticamente la misma masa, 1.00776 uma y 1.008665 uma, respectivamente, razón por la cual, consideramos que las masas, tanto del protón como del neutrón son una uma.

Isótopos. Existen en la naturaleza muchos elementos, sin embargo, todos los átomos no tienen el mismo número de neutrones, por ejemplo algunos átomos de cloro tienen 18 neutrones y otros tienen 20, por tal razón estos átomos de cloro no tienen la misma masa. Los átomos de un elemento que tienen diferentes masas atómicas se llaman isótopos. El hidrógeno tiene 3 isótopos: el deuterio (número de masa 2), el protio (número de masa 1) y el tritio, que es el más escaso con número de masa de 3 y que además, es radiactivo. La siguiente tabla nos muestra algunos isótopos naturales.

Isótopo Masa (uma) Abundancia (%)

Isótopo Masa (uma) Abundancia (%)

1H 1.0078 99.985 35Cl 34.9688 75.77 2H 2.014 0.015 37Cl 36.9659 24.23 10B 10.0129 20.0 63Cu 62.9296 69.20 11B 11.0093 80.0 65Cu 64.9278 30.80 12C 12.0 98.89 79Br 87.9183 50.69 13C 13.0 1.11 81Br 80.9163 49.31 24Mg 23.985 78.99 84Sr 83.9134 0.50 25Mg 24.9858 10.0 87Sr 86.9089 7.0 26Mg 25.9826 11.01 88Sr 87.9053 82.60

En forma individual completa la siguiente tabla con los valores correctos en los espacios vacíos.

143

Tipo de átomo

Número atómico

Núm. de masa

Isótopo Número de

protones

Número de

electrones

Número de

neutrones

Boro 11

Boro

O178

Oxígeno 10

12 24

25 12

26 12

17 18

37 20

Práctica No. 15: "Monedas isotópicas" Objetivo: Determinar la composición isotópica del elemento imaginario. Teoría: En esta práctica se mezclan monedas de $1.00 y de $0.50, lo que representa la mezcla natural de los isótopos de un elemento imaginario llamado "monedio". Las monedas ayudan a determinar una de las formas como los científicos determinan las cantidades relativas de los distintos isótopos que se encuentran en una muestra de un elemento. La masa total de las monedas se obtiene de la siguiente forma:

Mt = NaMa + NmMm (1) Donde: Mt : Masa total de las monedas

Na: Cantidad de monedas de $1.00 Ma: Masa de una moneda de $1.00 Nm: Cantidad de monedas de $0.50 Mm: Masa de una moneda de $0.50

Si se define una muestra de 10 monedas (de $1.00 y $0.50), "x" como el número total de monedas de $1.00; entonces el número total de monedas de $0.50 será igual a (10 - x) y la masa total de las monedas será:

Mt = [ (x)(Ma) + (10 - x)(Mm) ] (2)

144

La mayoría de los elementos en la naturaleza son mezclas de isótopos desde el punto de vista químico, esto no causa problemas reales; todos los isótopos de un elemento se comparan casi de la misma forma. Algunos isótopos son radiactivos. Las propiedades de los isótopos de un elemento que se presenta en la naturaleza son por lo general los mismos en todo el Planeta. Los datos de la masa atómica y molar de un elemento que se indica en la tabla periódica, son promedios basados en la abundancia relativa de sus isótopos. Para calcular la masa molar de un elemento se emplea el concepto de promedio ponderado y se calcula de la siguiente forma: La masa promedio de la moneda = (número de monedas de $1.00 / total de monedas) (masa de la moneda de $1.00) + (número de monedas de $0.50 / total de monedas) (masa de las monedas de $0.50), es decir:

Mt = (Na / 10) (Ma) + (Nm / 10) (Mm) (3) Material: 1 Recipiente cerrado que contenga 10 monedas de $1.00 y $0.50 1 Moneda de $1.00 1 Moneda de $0.50 1 Balanza granataria. Desarrollo: 1. Solicita al profesor una moneda de $1.00, una de $0.50 y un recipiente

sellado que contenga la mezcla de ambas (10 monedas en total). 2. Copia del recipiente los siguientes datos:

a. Número de identificación. b. Peso del recipiente sin las monedas (tara).

3. Pesa las monedas de $1.00 y $0.50 por separado y anótalos en tu libreta. 4. Pesa el recipiente que contiene las monedas. 5. Calcula el peso de las monedas que se encuentran en el recipiente. 6. Calcula el valor de la "x" (número total de monedas de $1.00 contenidas en el

recipiente), con la ecuación (2). 7. Calcula el total de monedas de $0.50. 8. Calcula la composición porcentual del elemento "monedio" a partir de los

datos obtenidos. 9. Calcula la masa promedio de la moneda usando la expresión (3). 10. Calcula nuevamente la masa promedio con la siguiente expresión:

M = Mt / 10

145

Preguntas: 1. ¿Qué propiedad del elemento "monedio" es diferente en sus formas de $1.00

y $0.50?

R: 2. ¿En qué aspectos la mezcla de monedas es una buena analogía con el

modelo de los isótopos de los elementos reales?

R: 3. ¿En qué aspectos resulta engañosa o incorrecta?

R: 4. Resuelve el siguiente ejemplo para una mezcla isotópica real. El cobre en la

naturaleza está compuesto por 69.1% de átomos de cobre 63 y 30.90% de cobre 65, las masa molares de los isótopos puros son: (al cociente g/mol se le conoce como masa molar)

Cobre-63 62.93 g/mol Cobre-65 64.93 g/mol

R:

5. ¿Cuál es la masa de cobre natural?

R:

En equipos de cuatro personas lean las lecturas "Sustancias conocidas en la conquista de México", "Los metales, su obtención y aplicación" y contesten las siguientes preguntas. 1. Enlista el nombre de por lo menos 10 elementos de uso cotidiano y

Clasifícalos en metales y no metales.

146

Metales No metales

2. Escribe los usos de los elementos enlistados que anotaste anteriormente.

R:

3. ¿Qué elementos conocían los hombres de las culturas prehispánicas?

R: Lectura No. 30: “Sustancias conocidas antes de la Conquista de México”.

La sal común era apreciada por los antiguos mexicanos, la historia relata que su escasez, fue motivo de guerra entre aztecas y tlaxcaltecas. Otras sales conocidas en esta época fueron el alumbre, la mica, el yeso, la calcita; con las que fabricaron colorantes, recubrieron muros y labraron columnas. Respecto a piedras preciosas trabajaron la turquesa, el jade, el

azabache, el ojo de gato, el rubí, el ámbar. Los nobles aztecas usaban, en forma exclusiva piedras preciosas verdes constituidas de fluorita (fluoruro de calcio), un mineral del que México sigue siendo el primer productor mundial. El cristal de roca (cuarzo) fue bellamente trabajado en México Prehispánico. En Monte Albán, Oaxaca, se encontraron copas, orejeras y cuentas de este material, se supone también que son mixtecas las calaveras de cristal de roca que se encuentran en el Museo del Hombre en París y en el Museo Británico de Londres. Su cerámica era de poca técnica, pero muy artística, los artesanos de Tlaxcala, hacían tan buena loza como la que había en España. Un buen número de

147

minerales servían para la fabricación de colorantes para pintura, especialmente los óxidos de hierro, el negro de humo y las arcillas mineralizadas. El color rojo se obtenía de la cochinilla (nocheztli), o sangre de tunas, fue exportado a todo el mundo por los españoles y utilizado durante siglos. El barro y el adobe fueron materiales comunes de edificación, a partir de las más antiguas construcciones del Valle de México (El Cerro del Tepalcate y la Pirámide de Cuicuilco). Los aztecas obtenían una especie de "cemento" al mezclar la cal con arcilla negra. Por otra parte, los muros de las casas de Moctezuma estaban revestidos de jaspe, una variedad cristalina de cuarzo, de muy diversos colores. Para construir armas, emplearon el vidrio volcánico (obsidiana). Extraían diversas resinas (incluso el hule) que empleaban como pegamentos en la pintura y la medicina. Los aztecas también produjeron varios tipos de tejido, elaborados con fibras de henequén, obtenidas de los magueyes. La clase alta empleaba vestidos de tela de algodón. Hacían papel con la corteza del árbol amatl, el azúcar que usaban la obtenían del aguamiel por evaporación. También conocieron la fermentación por medio de la cual obtenían el pulque. Respecto a los metales, los aztecas conocían los siete elementos de los alquimistas, cuyos usos se describen a continuación: Metal Uso Oro Los mixtecas llamaban a este elemento "teocuitlat" (excremento de

los dioses). Por su color y belleza era considerado el símbolo del Sol, lo extraían de los ríos de Oaxaca y Veracruz.

Plata Fue utilizada para hacer adornos, tanto sagrados como para los

nobles, se le encontraba en forma nativa en las arenas de los ríos, no obstante se explotaba en Pachuca, Taxco y Zumpango. Los objetos de plata abundaban en el mercado de la gran Tenochtitlan.

Cobre Los zapotecas lo incluían en monedas y hachas, los mayas en

cascabeles, como ornamento dedicado al dios de la muerte. Se han hallado pala de cobre de los agricultores aztecas.

Estaño Se obtenía y trabajaba en Texcoco y se vendía en el mercado de

Tenochtitlan. Del cenote sagrado Chicen Itza se extrajeron objetos de este metal.

148

Metal Uso Mercurio Varios gramos de mercurio nativo se han hallado en una tumba

maya de Copán (Honduras). Este metal fue conocido por los indígenas de Chilapa del estado de Guerrero y tal vez, por los de Temascaltepec, Estado de México.

Plomo A pesar de su poco uso, se le ha encontrado como parte de

aleaciones, se vendía en Tenochtitlan con el nombre de tenetztli (piedra de luna).

Hierro Lo conocieron por formar parte de los meteoritos, aunque

aparentemente no se utilizaba. Se ha insistido en que solo trabajaban los elementos nativos, o sea, que nunca alcanzaron la edad de hierro, ya que este metal lo encontraron en meteoritos, sin embargo, en una expedición de investigación arqueológica se encontró una hacha en Monte Albán, con 18% de hierro probando lo contrario. Lectura No. 31: “Los metales, su obtención y aplicación”. Los metales han sido los materiales utilizados para fabricar las herramientas y maquinaria de la civilización. En la actualidad, la demanda de metales es tal que amenaza nuestras fuentes naturales de suministro de minerales.

La mayoría de los metales comerciales se producen a partir de minerales, tales como: óxidos, sulfuros, haluros, silicatos, carbonatos; y como dichos materiales están contenidos en rocas sin valor, a esto se denominada ganga, se someten a molienda hasta que las partículas de metal útiles se puedan separar por procesos físicos tales como el lavado, la flotación, atracción magnética y si el mineral no se concentra lo suficiente por estos métodos,

se utilizan procesos químicos tales como la tostación, la reducción del metal con calor en aire, reducción con carbón, reducción con un metal activo, reducción por hidrógeno, reducción por electrólisis y finalmente se someten a un proceso de refinación y purificación, con lo que se obtienen los metales de uso cotidiano como el cobre, que se utiliza para ductos y alambres de instalaciones eléctricas; el oro y la plata que son muy utilizados en joyería, el aluminio que es el metal más abundante en la corteza terrestre y muy conocido por su empleo para elaborar objetos de uso en la vida diaria, que va desde latas de refrescos, aviones, cohetes, estructuras para construcción y utensilios de cocina, el níquel

149

que se utiliza para recubrir alfileres, clips y otros artículos de oficina, el hierro se utiliza ampliamente en la industria de la construcción, etc. Existen otros elementos no metálicos que se usan cotidianamente como son: el cloro, que se emplea en soluciones para limpieza del hogar, el neón que se usa en anuncios luminosos y en soldadura semiautomática (sistema MIC microalambre), el oxígeno que forma parte del aire que respiramos y que se utiliza en los hospitales para pacientes con insuficiencia respiratoria y el nitrógeno que al igual que el oxígeno, forma parte de la composición del aire y se utiliza en la elaboración de fertilizantes.

Práctica 16: “Propiedades de los metales”. Objetivo: Distinguir a través de los sentidos algunas propiedades de tres metales. Teoría: Una de las propiedades físicas de los metales es que tienen brillo. No todos los metales reaccionan con igual facilidad cuando se encuentran

en presencia del agua o del oxígeno del aire. Los metales más destacados en orden de actividad decreciente son: K, Na, Mg, Ca, Al, Zn, Fe, Pb, Cu, Hg, Ag.

Los metales al combinarse con el oxígeno forman óxidos básicos y estos al agregarles agua forman hidróxidos o bases.

Material: Reactivos: 1 espátula sodio metálico (Na) 1 cápsula de porcelana calcio metálico (Ca) 1 pinza para crisol magnesio metálico (Mg) 1 mechero Bunsen agua destilada 1 vidrio de reloj papel tornasol rosa 1 agitador fenolftaleína Desarrollo: 1. En un vidrio de reloj coloca una lenteja de sodio metálico y anota tus

observaciones.

a). Con una espátula divide a la mitad la lenteja de sodio y observa la parte recién cortada.

150

b). En una cápsula de porcelana coloca agua destilada hasta la mitad, luego con mucha precaución y utilizando la espátula agrega los dos trocitos de sodio, observa la reacción y escribe tus observaciones.

c). Humedece una tira de papel tornasol rosa en la solución de la cápsula y escribe tus observaciones.

d). Agrega cinco gotas de fenolftaleína a la misma solución de la cápsula y observa el cambio de color.

2. En un vidrio de reloj coloca tres trocitos de calcio metálico y efectúa los

incisos b), c) y d, del número anterior. 3. Sosteniendo con unas pinzas 1 cm (aproximadamente) de cinta de magnesio

sobre una cápsula de porcelana, llévala a la flama del mechero hasta que se queme, recibe el residuo blanco en la cápsula de porcelana.

a). Agrega 10 mL de agua destilada a la cápsula de porcelana, agita e

introduce una tira de papel tornasol rosa y observa el cambio de color. b). Agita procurando "moler” el sólido. c). Agrega fenolftaleína a la solución y observa.

Preguntas: 1. ¿Qué observas al dividir un trozo de sodio?

R: 2. ¿Qué sucede a la parte donde cortaste después de breve tiempo?.

R: 3. ¿A qué se debe el cambio que observaste?

R: 4. Completa la ecuación de la reacción del sodio con el oxígeno.

R:

4Na + O2

151

5. ¿Qué sucede con el agua y el sodio?

R:

6. Completa la reacción que ocurre. R:

Reacción 2Na + H 2 O 7. ¿Cómo se llama el gas que se desprende? R: 8. ¿Qué compuesto se forma cuando el óxido de sodio se sigue combinando

con el agua?

R: 9. ¿Cuál es la reacción que se presenta? Complétala.

R:

Reacción Na2O + H 2 O 10. ¿Qué sucede al humedecer la tira de papel tornasol rosa?

R: 11. ¿Qué sucede al agregar las gotas de fenolftaleína?

R: 12. ¿Qué sucede al agregar el calcio al agua:

R:

152

13. ¿Qué reacciones se presentan? Completa las reacciones.

R:

Ca + 2 H 2 O CaO + H 2 O 14. ¿Qué sucede al humedecer el papel tornasol rosa?

R: 15. ¿Qué sucede al agregar las gotas de fenolftaleína a la solución

R: 16. ¿Qué sucede al quemar la cinta de magnesio?

R: 17. ¿De qué color es el producto?:

R: 18. Escribe los productos de la siguiente reacción

R:

2 Mg + O 2 19. ¿Qué sucede al agregar el agua al magnesio?

R: 20. ¿Cuál es la reacción del óxido de magnesio y el agua? Completa la reacción:

R:

MgO + H 2 O

153

21. ¿Qué sucede al humedecer la tira de tornasol rosa?

R: 22. ¿Qué sucede cuando se agrega la fenolftaleína?

R: 23. Enlista los metales estudiados en esta práctica en orden decreciente de

actividad, según tus observaciones.

R: 24. ¿Cómo se llaman los compuestos que se forman cuando se combina un

metal con oxígeno?

R: 25. ¿Cómo se llaman los compuestos cuando los óxidos metálicos se combinan

con el agua?

R: 26. ¿A qué color cambia el papel tornasol rosa en presencia de las bases?

R: 27. ¿A qué color cambia la fenolftaleína en presencia de las bases?

R:

154

2.5.1 Antecedentes históricos de la Tabla Periódica

En equipos de 4 personas Lean el tema "Antecedentes históricos de la Tabla Periódica; Sistema periódico de Dimitri I. Mendeleiev y Lothan Meyer" y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿En qué consiste la Ley de las Triadas?

R: 2. Escribe la Ley de las Octavas.

R:

3. Escribe el enunciado de la Ley Periódica actual.

R: 4. ¿Cuál fue la contribución de Mendeleiev en la construcción de la Tabla

Periódica moderna?

R:

Antecedentes históricos de la Tabla Periódica. Jöhns Jacob Berzelius (1779-1848) fue el primero que hizo la clasificación de los elementos en metales y no metales estableciendo las primeras diferencias entre unos y otros, esta sencilla clasificación fue insuficiente para un conocimiento detallado de los elementos.

155

Triadas de Döbereiner. Johann Döbereiner (1790-1849) clasificó los elementos con base a sus pesos atómicos y en algunas propiedades físicas y químicas, Döbereiner descubrió que cuando tres elementos con propiedades físicas y químicas son semejantes se pueden agrupar en orden creciente de sus pesos atómicos, el elemento central es la media aritmética aproximada de los pesos atómicos de los extremos. A estos grupos les llamo triadas y la ley se llamó "Ley de las Triadas”. Ejemplos:

Elemento Peso atómico

Cloro Bromo Iodo

Promedio

35.5 80 127

81.2

Calcio Estroncio Bario Promedio

40 87.6 137.4 88.7

Potasio Rubidio Cesio Promedio

39.391 85.48 132.91 86

Ley de las octavas de John Newlands. John A. R. Newlands (1838-1898) químico inglés, consideró que debería existir una clasificación natural tomando en cuenta sus pesos atómicos y propuso la llamada Ley de las Octavas, que dice: “si se colocan los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos, después de cada 7 elementos aparece un octavo, cuyas propiedades son semejantes al primero”. Ordenó los primeros 17 elementos de acuerdo a sus pesos atómicos, comenzando por el hidrógeno de la siguiente manera:

H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca

Después tomó en cuenta que los metales Li, Na, K, Rb y Cs, son los metales alcalinos cuyas propiedades físicas y químicas son similares (se oxidan fácilmente al ponerse en contacto con el oxígeno del aire, reaccionan en forma violenta y explosiva con el agua y arden vigorosamente en una atmósfera de

156

cloro), al observar cuidadosamente la lista que ordenó, vio que muchos metales estaban ubicados a cada siete elementos como se muestra a continuación:

H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca

Sorprendido con sus observaciones revisó los metales Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra, elementos conocidos con el nombre de metales alcalinoterreos, obteniendo lo siguiente:

H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca

Enseguida, revisó los elementos F, Cl, Br y I, conocidos con el nombre de halógenos:

H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca

Lo que le permitió formularse la Ley Periódica, conocida como la Ley de las Octavas que dice: "si se colocan los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos, después de 7 elementos aparece un octavo cuyas propiedades son semejantes al primero". Al ordenar los elementos mencionados en una tabla de 7 columnas se obtuvo el comienzo de una tabla periódica como se muestra a continuación:

I II III IV V VI VII

H

Li Be B C N O F

Na Mg Al Si P S Cl

K Ca

Ante estas sorprendentes observaciones Newlands habría quedado muy satisfecho si todos los elementos hubieran seguido este sencillo plan, desgraciadamente para Newlands a fines del siglo XIX se descubrió un grupo de elementos gaseosos inertes, cuyos pesos atómicos se encuentran comprendidos entre el halógeno y el siguiente metal alcalino, por lo que se creó un nuevo grupo denominado "grupo cero" (gases nobles). El trabajo de Newlands fue leído ante la Chemical Society en 1866 y sus distinguidos miembros de esa época se atrevieron a ridiculizarlo al preguntar irónicamente si Newlands había ordenado los elementos en forma alfabética, por lo que su trabajo no fue publicado por la sociedad aunque su idea había sido publicada en la revista Chemical News, lo que originó su renuncia a la arriesgada especulación científica refugiándose en la industria del azúcar, no obstante en 1882 la Royal Society le concedió la Medalla Davy por su descubrimiento de la periodicidad de los elementos químicos.

157

Sistema periódico de Dimitri I. Mendeleiev y Lothar Meyer. En 1869, el científico ruso Dimitri I. Mendeleiev (1834-1907) profesor de química de San Petersburgo y, Julius Lothar Meyer (1830-1900) químico alemán, profesor de química en Tubingen, Alemania; trabajando de modo independiente llegaron simultáneamente a ordenar los elementos, basándose en sus masas atómicas y concluyeron que las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de sus pesos atómicos, dicho de otra manera: "al ordenar los

elementos en forma creciente de sus pesos atómicos, después de ciertos intervalos (periodos) se repiten las propiedades de los elementos pertenecientes a la misma familia". Esta ley se cambió cuando se descubrieron los isótopos y actualmente dice: "las propiedades de los elementos varían periódicamente cuando los elementos se ordenan en forma creciente de sus números atómicos". Mendeleiev en 1869 publicó un artículo preliminar sobre la clasificación de los elementos, a la que llegó de forma similar Newlands, de cuyo trabajo no tuvo conocimiento.

En 1871, publicó otro artículo en el que presentó la significancia y valor de la clasificación de los elementos en forma tan excelente que recibió la más seria atención de los químicos de todo el mundo. En este artículo predijo que con el tiempo se descubrirían ciertos elementos adicionales e intentó predecir los pesos atómicos y las propiedades en detalle de tres de ellos, que antes de llegar Medeleiev a los 25 años de edad se descubrieron dichos elementos y que justificaron lo que predijo.

Medeleiev resolvió el problema de los elementos descubiertos, dividiendo así los períodos largos de la clasificación en dos subgrupos.

En la última década del siglo XIX se descubrieron los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn), que fueron situados entre un halógeno del grupo VII y un metal alcalino del grupo I.

La excepción es el argón cuyo peso atómico exacto es de 39.948 y que se sitúa antes del potasio (peso atómico de 39.102), por pertenecer al grupo 0, otros casos en que debe invertirse son el cobalto antes que el níquel y el telurio antes que el yodo.

Varios casos como estos se presentaron en la época de Medeleiev, quien sugirió que tales pesos estaban equivocados, teniendo razón en todos los casos excepto en los tres mencionados. La siguiente tabla corresponde a la Tabla Periódica de Mendeleiev.

158

Primera Tabla Periódica de Mendeleiev (1869)

Mn 55 Rb 104.4 Pt 197.4

Fe 56 Ru 101 Ir 198

Ni Co 59 Pd 106.6 Os 199

H 1 Cu 63.4 Ag 108 Hg 200

Be 9.4 Mg 24 Zn 65.2 Cd 112

B 11 Al 27.4 ? 68 U 116 Au 197 ?

C 12 Si 28 ? 70 Sn 118

N 14 P 31 As 75 Sb 122 Bi 210 ?

O 16 S 32 Se 79.4 Te 128 ?

F 19 Cl 35.5 Br 80 I 127

Li 7 Na 23 K 39 Rb 85.4 Cs 143 Tl 204

Ca 40 Sr 87 Ba 137 Pb 207

? 45 Ce 92

? Er 45 Ra 94

? Yt 60 Dy 95

? In 75.6 Th 188 ?

Mendeleiev fue un gran sabio con visión casi profética, al dejar en su Tabla Periódica el hueco correspondiente a los elementos desconocidos anticipando sus propiedades con genial aproximación. Por ejemplo, el germanio era un elemento desconocido en su tiempo; Mendeleiev dejó el hueco correspondiente para acomodarlo, de modo que a cada elemento correspondiera el lugar que debería estar conforme a sus propiedades. Certeramente predijo las propiedades del elemento aún no descubierto que evidentemente tenía que estar entre el silicio y el estaño. Quince años después, Winkler, químico alemán, descubrió el germanio y comprobó las propiedades.

En equipos de 4 personas Lean el tema "Tabla Periódica larga" y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿Qué es un grupo o familia en la Tabla Periódica de los elementos?

159

2. ¿A qué se llama período en la Tabla Periódica?

3. Completa la siguiente tabla con los datos solicitados.

Nombre de elemento

Símbolo Químico

Número atómico

Grupo Período Nombre de la Familia

Nitrógeno

Magnesio

Aluminio

Cloro

Potasio

Cobre

Selenio

Radón

Plata

4. En la siguiente tabla, sitúa los elementos anteriores según su grupo y

período e ilumina las casillas de color rojo donde se ubiquen los lantánidos, de verde los metales alcalinos, amarillo los halógenos y de morado los gases inertes.

5. Tacha con una "X" la columna que corresponda a la familia de cada

elemento de la izquierda.

Elemento Elemento de transición

Elemento de transición

interna

Gas noble Metal No-metal

N

Ni

In

Nb

Ne

160

2.5.2 Tabla Periódica larga. La Tabla Periódica es la ordenación y clasificación de los elementos químicos (hecha por los científicos de acuerdo a observaciones en las propiedades físicas y químicas de los elementos) en grupos y períodos. Los períodos son el conjunto de elementos que se encuentran en una fila de la tabla periódica y se enumeran del 1 al 7. Esta tabla se divide en ocho grupos o familias (columnas), los grupos están escritos en números romanos del I al VIII y subdivididos en grupos A y B que se leen verticalmente. En la parte central de la tabla se encuentran los grupos B, representados en diez columnas y que expresan los símbolos de los elementos de transición o metales de transición. Las columnas verticales IIIB y VIIIB están del lado izquierdo, la columna

VIIIB abarca tres familias. Los grupos IB y IIB están colocados a la derecha del grupo VIIIB. Estos elementos se colocan fuera de la tabla, de manera que no tienen un

lugar definido, ni por orden creciente de su número atómico, ni por el lugar que ocupan los electrones en los orbitales que les corresponden.

Los elementos que se encuentran en la parte inferior de la tabla se llaman metales de transición interna y lo forman los lantánidos o tierras raras y los actínidos.

161

Tabla Periódica de los elementos 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Metales ligeros

Metales de transición No metales

ns (n 1)d np

IA VIIIA

1 1

H

IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2

He

2 3

Li

4

Be 5

B

6

C

7

N

8

O

9

F

10

Ne

3 11

Na

12

Mg

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13

Al

14

Si

15

P

16

S

17

Cl

18

Ar

4 19

K

20

Ca

21

Sc

22

Ti

23

V

24

Cr

25

Mn

26

Fe

27

Co

28

Ni

29

Cu

30

Zn

31

Ga

32

Ge

33

As

34

Se

35

Br

36

Kr

5 37

Rb

38

Sr

39

Y

40

Zr

41

Nb

42

Mo

43

Tc

44

Ru

45

Rh

46

Pd

47

Ag

48

Cd

49

In

50

Sn

51

Sb

52

Te

53

I

54

Xe

6 55

Cs

56

Ba

57

La

72

Hf

73

Ta

74

W

75

Re

76

Os

77

Ir

78

Pt

79

Au

80

Hg

81

Tl

82

Pb

83

Bi

84

Po

85

At

86

Rn

7 87

Fr

88

Ra

89

Ac

104

Rf

105

Ha

106

Número cuántico principal n (n - 2) f

Lantánidos 58

Ce

59

Pr

60

Nd

61

Pm

62

Sm

63

Eu

64

Gd

65

Tb

66

Dy

67

Ho

68

Er

69

Tm

70

Yb

71

Lu

Actínidos

90

Th

91

Pa

92

U

93

Np

94

Pu

95

Am

96

Cm

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

103

Lr

Los grupos IA y IIA contienen los metales más activos; el IA a excepción del

hidrógeno se llama "Familia de los Metales Alcalinos"; al grupo IIA se le llama "Metales Alcalinoterreos".

En el otro extremo de la tabla están los grupos IIIA al VIIIA en donde se encuentran los no metales y los metales representativos (Al, Ge, Sb, Po, Ga, Sn,

Bi, In, Pb, Tl) separados por una línea en forma de escalera. El grupo VIA se

llama "Familia de los Calcógenos", el grupo VIIA se conoce como la "Familia de los Halógenos" y a los elementos de la última columna de la derecha se llama "Gases Nobles" o "Grupo Cero".

162

Los metales típicos son duros, lustrosos, buenos conductores de calor y electricidad. Los no-metales son por lo general, gases y sólidos quebradizos a temperatura ambiente, con superficies opacas y sirven como aislantes. Las características de los metales es que tienen pocos electrones en su capa externa, en tanto que los no-metales tienen más electrones; por regla general, los elementos con 3 o menos electrones en su capa de valencia se les considera como metales y los elementos con cinco o más electrones, se les denomina como no-metales. Los elementos que tienen propiedades, tanto de metal como de no-metal se les llama metaloides, por ejemplo el silicio que se utiliza en la manufactura de los "chips" de las computadoras. Los elementos cercanos a la línea que divide a los metales y de los no-metales, son generalmente metaloides.

Los elementos del grupo IB hasta el VIIIB tienen uno o dos electrones en su capa externa y tienen propiedades metálicas. Los elementos desde el 57 al 71 y del 89 al 103, tienen características similares, con dos electrones en su capa externa, por lo que se clasifican como metales. Los elementos con número atómico mayor que 92 (número atómico del Uranio) se les llama “transuránidos” y son artificiales. En resumen: La tabla periódica en su conjunto, se forma por los metales que están localizados a la izquierda y los no-metales a la derecha; la mayoría de los elementos son metálicos, esto es, que sus átomos contienen uno, dos o tres electrones en su nivel energético más externo. Los elementos más estables son los gases nobles o inertes, porque tienen completa la capa de valencia. Otra forma de clasificar los elementos de la tabla periódica, es de acuerdo con la configuración electrónica, en cuatro grupos: elementos de bloque "s", elementos de bloque "p", elementos de bloque "d" y elementos de bloque "f" distribuidos de la siguiente manera:

163

Metales Gases ligeros raros

No-metales

Metales de transición "p"

"s"

"d" Metales

Lantánidos

"f"

Actínidos

"f"

Los elementos que se encuentran a la derecha del grupo "p" se les denomina gases nobles o inertes. Los elementos que forman los grupos “s” y “p” excepto los gases nobles se les llama elementos representativos. Los elementos del grupo "d" se les denomina metales de transición. Los del grupo “f ” se llaman metales de transición interna o tierras raras, también se les conoce como lantánidos y actínidos. La construcción de la tabla periódica moderna se basó en gran parte de las observaciones químicas, aparenta ser muy compleja, pero con el tiempo será de mucha utilidad, ya que contiene una gran cantidad de información de cómo los elementos se combinan para formar compuestos; resumen todos los principios teóricos cualitativos de la estructura atómica, los números de las filas (períodos) corresponden al número cuántico principal del nivel ocupado más externo, los grupos corresponde a los elementos cuya configuración electrónica es común al orbital externo, estos grupos dividen los bloques s, p, d y f. La International Union of Pure and Aplied Chemestry (IUPAC, en español es Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, UIQPA) ha adoptado la numeración de los grupos con números arábigos de 1 al 18 y se espera que esta convención sea universalmente aceptada y en lo sucesivo se evite la antigua división en dos partes (europea y americana) que difiere en sus preferencias por la designación de A y B para los elementos de los bloques s, p, d ya que se encuentran ampliamente difundidas estas divisiones por la mayoría de los libros de texto y la literatura existente.

164

La tabla está ordenada en función de sus números atómicos que como ya se mencionó en páginas anteriores, este corresponde al número de protones o de neutrones de un átomo neutro. La Tabla Periódica puede tener información respecto a cada uno de sus elementos como por ejemplo, si el elemento es metal, no-metal, sólido, líquido o gas, su nombre, peso atómico, número atómico, electrones de valencia (electrones de la última capa), etc. A la fecha se han descubierto 112 elementos, el último fue el 9 de febrero de 1996. Desde hace 20 años, Peter Armbruster y Sigurd Hofmann de Alemania, sueñan con descubrir el elemento 114, ya que se cree, será más estable a la desintegración radiactiva que sus antecesores.

1. Elabora una lista de elementos químicos presentes en productos de uso

casero (alimentos, aseo personal, medicamentos, etc.) 2. De los elementos que usas comúnmente ¿cuáles son sus símbolos? 3. Forma equipos de cinco personas y comenta los resultados de tu trabajo. 4. Nombra un representante de tu equipo para que exponga las conclusiones. Las propiedades periódicas importantes de los elementos químicos son: el potencial de ionización, la afinidad electrónica, radio atómico, el radio iónico y la valencia.

165

En equipos de cuatro integrantes lean el tema “Relación entre configuración electrónica y la Tabla Periódica” y realicen las siguientes actividades: 1. Dibuja el esqueleto de la Tabla Periódica de tal manera que cada lugar en

blanco corresponda al elemento. 2. Llena el esqueleto vacío de la Tabla Periódica de tal manera que obtengas

una tabla periódica con base a la configuración electrónica. 3. Enlista los elementos de la Tabla Periódica que tengan su última capa

electrónica completa. 4. ¿Cuántos electrones faltan para completar la capa electrónica exterior de los

átomos de: a) hidrógeno, b) oxígeno, c) azufre y d) nitrógeno?

5. ¿Cuántas capas electrónicas y con cuántos electrones tienen los átomos de los elementos cuyos números atómicos son: a) 33, b) 36, c) 55, d) 53, e) 84 y f) 88?

Número atómico.

Número de capas

No. Electrones de la capa exterior

166

6. Completa la siguiente tabla: Elemento período grupo Metal no-metal carga del

núcleo No. de

electrones Capas

electrónicas Electrones en

la capa exterior

Mn

N

P

2.6.1 Relación entre configuración electrónica y Tabla Periódica. La Tabla Periódica se construyó, originalmente, colocando los elementos con propiedades similares en una columna. Nosotros sabemos ahora que las propiedades químicas de un átomo están determinadas por su configuración electrónica. Por lo tanto, la tabla se ha construido basándose en las configuraciones electrónicas. Invirtiendo el procedimiento a través del cual se construyó la tabla, se puede utilizar la tabla para “leer” la configuración electrónica de un elemento. Los elementos en los subgrupos encabezadas por la “A” tienen su electrón de más alta energía en un subnivel externo s ó p. Aquellos elementos que están en los subgrupos encabezadas por una “B”, tiene su electrón de más alta energía en un subnivel d, o sea, en un nivel más bajo que el de la capa más externa.

Por lo tanto, la configuración de cualquier elemento en el grupo IA terminará en s1. Esta configuración significa que la capa externa de cada átomo en el grupo

IA contiene un electrón. El coeficiente de s1 se puede encontrar fácilmente en la tabla porque el número del período indica el nivel energético externo. Por

ejemplo, el potasio está en el cuarto período del grupo IA. Por lo tanto, la configuración electrónica que se escribe para la capa externa del potasio es 4s1. El sobrescrito en s1 indica el número del grupo. El coeficiente, en 4s1, indica el número del período. Para busca el litio en la Tabla Periódica se hace lo

siguiente: a) localiza al grupo en que se encuentra (IA), b) después localiza el período (2) y c) finalmente escribe la configuración (recordando que la última

capa del grupo IA tiene orbital s) es decir, 2s1.

Localiza el grupo IIA en la Tabla Periódica. ¿Cómo termina la configuración electrónica de todos los elementos en este grupo? Este mismo procedimiento

puede utilizarse para los grupos, desde el IIIA hasta el VIIIA. Aquí las terminaciones, en vez de s1 o s2 son desde p1 hasta p6, precedidas por un coeficiente que es el mismo que el número de ese período. Por ejemplo, el boro

5B, está en el grupo IIIA que le corresponde al subnivel p1, el nivel será entonces el número del período (2), dando así 5B: 2d1en su último nivel energético.

167

Para los grupos desde el IIIB hasta IIB (elementos de transición), las terminaciones son desde el d1 hasta d10, precedidas por un coeficiente que es uno menos que el número del período. Recuerda que para los elementos de transición, el subnivel d siempre está precedido por un subnivel s, cuyo número cuántico principal es mayor por uno. Ejemplo, para saber la configuración del vanadio 23V, primero se identifica el grupo y período donde se encuentra (grupo VB y período 4), entonces se escribe 4s2, 3d3 (porque al grupo IIIB le corresponde d1, el grupo IVB d2 y el grupo VB le corresponde d3) y al ordenar los niveles se obtiene que 23V: 3d3, 4s2. Para los lantánidos, las terminaciones son desde f1 hasta f14 precedidas por un coeficiente que corresponde dos menos que el número del período. Para comprender algunas de las excepciones a la Regla de las Diagonales, es necesario conocer que hay una especial estabilidad asociada con algunas configuraciones electrónicas en un átomo. Tú ya debes saber, que un átomo con ocho electrones en su capa externa tiene está estabilidad. Un átomo que tiene un subnivel lleno, o a medio llenar es un poco más estable que un átomo que no tiene ningún arreglo especial. Por lo tanto, con la Regla de las Diagonales se predice que el cromo 24Cr, tiene dos electrones en su subnivel 4s y cuatro electrones en su subnivel 3d. En la realidad, tiene un electrón en su subnivel 4s y 5 electrones en su subnivel 3d. Fíjate en que se ha intercambiado un electrón entre dos subniveles muy cercanos. El átomo tiene, por lo tanto, dos subniveles a medio llenar, en vez de un subnivel completamente lleno y uno sin ningún arreglo especial. En el cobre 29Cu se observa un patrón similar. Se predice que el cobre tiene dos electrones en 4s y 9 electrones 3d. En realidad, tiene un electrón en su subnivel 4s y 10 electrones en su subnivel 3d. Un subnivel lleno y un subnivel a medio llenar hace a un átomo más estable que un subnivel lleno y uno sin ningún arreglo especial, como se predijo. Nota: Recuerda que los elementos con números atómicos 24, 29, 41, 42, 44, 45, 46, 47, 57, 58, 64, 790, 89, 90, 91, 92, y 96 se salen de las reglas establecidas, como se indicó en el tema de configuración electrónica.

Práctica 17: “Propiedades químicas de los no-metales” Objetivo: Identificar algunas propiedades químicas de los no-metales. Teoría: Los no-metales se encuentran a la derecha de la tabla periódica, son quebradizos, no conducen la electricidad y con el oxígeno forman anhídridos, los cuales al reaccionar con el agua forman oxiácidos.

168

Material: Reactivos: 1 Matraz de Erlenmeyer de 125 y 250 mL Azufre (S) 1 Cucharilla de combustión Papel tornasol azul 9 tubos de ensayo de 15 mL Fósforo (P) 1 Tapón de hule Fenolftaleína 1 Tubo de desprendimiento Anaranjado de metilo 1 Vaso de precipitados de 400 mL Azul de bromotimol 1 Mechero Bunsen Cloruro de sodio (NaCl) 1 Gradilla Ácido sulfúrico concentrado

(H2SO4) Óxido de manganeso (MnO2) Desarrollo: A) Identificación del azufre.

1. Agrega 100 mL de agua destilada a un matraz de Erlenmeyer de 250 mL. 2. Coloca en una cucharilla de combustión 2 g de azufre. 3. Calienta la cucharilla con la flama del mechero hasta que el azufre se

incendie. Introdúcelo en el matraz sin tocar el agua tapando con papel hasta que se queme todo el azufre.

4. Saca la cucharilla de combustión y tapa el matraz con un tapón de Hule. 5. Agita el matraz hasta que desaparezcan los humos blancos. 6. Prueba la solución del matraz con papel tornasol azul. 7. Con la solución del matraz vierte tres tubos de ensayo hasta la mitad. 8. Agrega a un tubo 2 gotas de fenolftaleína, al siguiente 2 gotas de naranja

de metilo y al último 2 gotas de azul de bromotimol. Anota tus observaciones.

c) Identificación del cloro. 1. En un matraz Erlenmeyer de 125 mL agrega 1 g de cloruro de sodio y 0.5 g

de dióxido de manganeso 2. Añade 2 mL de ácido sulfúrico concentrado y tapa inmediatamente con el

tapón de hule preparado con el tubo de desprendimiento.

3. Burbujea el gas que sale por el tubo de desprendimiento en un vaso con 100 mL de agua destilada como se muestra en la siguiente figura.

169

4. Después de que termine de burbujear repite los pasos 7 y 8 correspondientes al inciso A).

Preguntas: 1. Describe las propiedades físicas del azufre.

R: 2. ¿Cuál es la ecuación que representa al combinarse el azufre, con el oxígeno,

del aire al calentarlo?

R: 3. ¿Cuál es la ecuación de la reacción que se presenta al mezclar los gases de

combustión del azufre con el agua?

R: 4. ¿Qué color toma el papel tornasol azul al contacto con la solución del

matraz?

R: 5. ¿Qué color presentan los tubos de ensaye cuando se les adiciona las gotas

de fenolftaleína, anaranjado de metilo y azul de bromotimol?

R: 6. ¿Qué color y olor tiene el gas que se desprende?

R: 7. Escribe la ecuación que representa la reacción del cloruro de sodio con el

ácido sulfúrico.

R: 8. ¿Qué color adquiere el papel tornasol azul al ser sumergido en el producto

de la reacción anterior? R:

170

9. ¿Qué deduces del comportamiento de los indicadores de los compuestos obtenidos en los experimentos A) y B)?

R:

2.6.2 Energía de ionización.

En equipos de 4 personas lean el tema “Energía de ionización o potencial de ionización” y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿Cuáles son los elementos con las más altas energías de ionización? 2. ¿Cómo cambian los valores de la primera energía de ionización conforme

aumenta el número atómico en un grupo de la tabla? 3. ¿Por qué se observa un brusco descenso en los valores de la primera

energía de ionización pasando del gas neón al sodio?

Energía de ionización o potencial de ionización. La energía de ionización o potencial de ionización es una propiedad de los elementos y se define como la cantidad de energía que se necesita para eliminar del átomo o del ion el electrón que esté unido en forma más débil para formar un ion positivo. Esta energía se puede expresar en unidades de kilocalorías/mol, kilojoules/mol y en eletrón-volt. Las conversiones de estas unidades son:

1 ev = 96.5 KJ/mol (kilojoule por mol) 1 ev = 23 kcal/mol (kilocaloría por mol)

El proceso de ionización se puede representar de la siguiente manera:

Elemento + energía Elemento(+) + e¯

171

El Elemento(+) representa la forma del ion del elemento después de haberle

eliminado un electrón y e¯ corresponde al electrón que ha sido eliminado. La energía de ionización tiende a aumentar según aumenta el número atómico horizontalmente (por período). En cada columna o grupo hay una disminución gradual en la energía de ionización según aumenta el número atómico. Fíjate en la tabla de valores de la primera energía de ionización que se encuentra más adelante, por ejemplo, en la disminución gradual en la energía de ionización en la serie de los metales alcalinos, desde el litio hasta el cesio. Observamos la misma tendencia en la serie de los gases nobles, desde el helio hasta el radón. Un metal se caracteriza por tener una baja energía de ionización. Los metales están localizados en la parte izquierda de la tabla. Un elemento con alta energía de ionización es un no-metal. Estas energías de ionización proveen una sólida evidencia para la existencia de los niveles de energía en un átomo. Nuestras teorías de la estructura se basan en los resultados de los experimentos, tales como, la energía de ionización y los espectros atómicos. La evidencia de los experimentos vino primero; más tarde se hizo el modelo de la estructura. El aumento en la distancia de los electrones máa alejados y el efecto que producen los electrones más cercanos al núcleo y que disminuye la energía nuclear que experimentan los electrones más alejados a este fenómeno se le llama “Efecto de pantalla”). Aunque aparentaría ser que el aumento en la carga nuclear de un elemento con un número atómico mayor tendería aumentar la energía de ionización, la tendencia disminuidora es mayor. Recuerda que el número de electrones en el subnivel externo es el mismo para todos los elementos en una misma columna o grupo. Al moverse de izquierda a derecha a través de un período en la tabla periódica, observamos algunas desviaciones de las tendencias esperadas en el aumento de la energía de ionización. Este aumento al pasar de izquierda a derecha en un período, es el resultado de un aumento en la carga nuclear. Observa el segundo período, hay una pequeña disminución, desde el berilio 4Be (1s2 2s2) hasta el boro 5B (1s2 2s2 2p1). En el berilio la primera energía de ionización está determinada por la remoción de un electrón del subnivel s que se encuentra lleno. En el boro está determinada por la remoción del único electrón en p. Hay otra pequeña disminución, desde le nitrógeno 7N(1s2, 2s2, 2p3) hasta el oxígeno 8O (1s2, 2s2, 2p4). El subnivel p del nitrógeno está a medio llenar (un estado de estabilidad especial) y se necesita una gran cantidad de energía para remover un electrón de ese subnivel, Por lo tanto, el oxígeno tiene una menor energía de ionización que el nitrógeno.

172

Los factores que afectan la energía de ionización son: 1. La carga nuclear (número de protones). A mayor carga nuclear, mayor

energía de ionización. 2. El efecto de pantalla. Mientras mayor es el efecto de pantalla, menor es la

energía de ionización. 3. El radio. Mientras mayor es la distancia entre el núcleo y los electrones

externos del átomo, menor es la energía de ionización. 4. El subnivel externo. Un electrón en un subnivel que está lleno o a medio

llenar, requiere energía adicional para ser removido. Analiza la tabla de los valores de la primera energía de ionización de los elementos y contesta correctamente las siguientes preguntas.

1

H 13.59

2

He 24.5

3

Li 5.39

4

Be 9.32

5

B 8.2

6

C 11.

7

N 14.5

8

O 13.6

9

F 17.4

10

Ne 21.5

11

Na 5.139

12

Mg 7.64

13

Al 5.98

14

Si 8.15

15

P 10.4

16

S 10.3

17

Cl 12.9

18

Ar 15.7

19

K 4.34

20

Ca 6.11

21

Sc 6.54

22

Ti 6.82

23

V 6.74

24

Cr 6.76

25

Mn 7.43

26

Fe 7.87

27

Co 7.86

28

Ni 7.63

29

Cu 7.72

30

Zn 9.39

31

Ga 5.99

32

Ge 7.89

33

As 9.81

34

Se 9.75

35

Br 11.8

36

Kr 13.9

37

Rb 4.17

38

Sr 5.69

39

Y 6.38

40

Zr 6.84

41

Nb 6.88

42

Mo 7.09

43

Tc 7.28

44

Ru 7.37

45

Rh 7.46

46

Pd 8.34

47

Ag 7.57

48

Cd 8.99

49

In 5.78

50

Sn 7.34

51

Sb 8.64

52

Te 9.0

53

I 10.4

54

Xe 12.1

55

Cs 3.84

56

Ba 5.21

72

Hf 7.0

73

Ta 7.89

74

W 7.98

75

Re 7.88

76

Os 8.7

77

Ir 9.1

78

Pt 9.0

79

Au 9.22

80

Hg 10.4

81

Tl 6.10

82

Pb 7.41

83

Bi 7.28

84

Po 8.42

85

At

86

Rn 10.7

La primera energía de ionización de los elementos en electrón-volts.

¿Cómo se calcula el valor de al energía de ionización en kilocalorías por mol para el níquel 27Ni?

173

2.6.3 Afinidad electrónica.

En equipos de 4 personas lean el tema “Concepto y variación de la afinidad electrónica” y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿Qué es la afinidad electrónica? 2. A mayor afinidad electrónica ¿qué sucede con la energía de ionización? 3. ¿Qué sucede con la afinidad electrónica al descender por un grupo de la

tabla periódica? 4. ¿Qué sucede con la afinidad electrónica en un período cuando se desplaza

de izquierda a derecha de la tabla periódica?

Las afinidades electrónicas. Consideremos ahora la atracción de un átomo por otros electrones. La atracción de un átomo por un electrón se conoce como la afinidad electrónica. Una forma de representa este proceso es el siguiente:

Elemento(gas) + e¯ Elemento(¯ ) (gas) + energía

Por ejemplo, la afinidad electrónica del hidrógeno es 73 kJ/mol, lo que indica que se desprenden 73 kJ de energía cuando un mol de átomos de Hidrógeno

acepta un electrón y se convierte en un ion hidruro H 1- :

H(g) + e¯ H(g) ¯

E = - 73 kJ/mol (el signo negativo indica que la energía se desprende).

Donde E significa la variación de energía ya sea que se gane o se pierda. Los mismos factores que afectan la energía de ionización, también afectarán la afinidad electrónica. En general a mayor afinidad electrónica, se puede esperar un aumento en la energía de ionización.

174

Los metales poseen una baja afinidad electrónica. Los no-metales tienen las afinidades electrónicas altas. A pesar de no ser tan regulares como las energías de ionización, las afinidades electrónicas demuestran tendencias periódicas. Observa el grupo que está encabezado por el hidrógeno. Mientras descendemos por el grupo, la tendencia general es una disminución en la capacidad de ganar electrones. Debemos esperar esta tendencia, ya que

los átomos que se encuentran más abajo en la columna son más grandes. Como consecuencia, el núcleo está más distante del nivel más externo y atrae los electrones con menor fuerza. ¿Cómo podemos explicar las excepciones del berilio, del nitrógeno y del neón en el segundo período? El alto valor negativo del berilio se toma como evidencia de la estabilidad de un subnivel lleno como lo está el subnivel 2s. La poca capacidad del nitrógeno para atraer electrones adicionales con más fuerza sirve de evidencia a la estabilidad del nivel 2p que está a medio llenar. El neón posee un octeto de electrones completos y estables en su nivel exterior. Todas estas propiedades están operando al reaccionar los átomos entre sí para formar compuestos. Las propiedades de los compuestos a su vez, también dependen de las estructuras de los átomos que los componen.

2.6.4 Electronegatividad.

En equipos de 4 integrantes lean el tema “Variación de la electronegatividad” y contesten el siguiente cuestionario: 1. ¿Cuál de los elementos químicos tiene la más baja electronegatividad?

R: 2. Basándose en las diferencias de los valores de electronegatividad de los

elementos que forman los aniones, determine cuál de los enlaces es el más polar: a) N - O o C – O y b) S - F o O - F

R:

175

Variación de la electronegatividad. La capacidad de un átomo para unirse con otro, depende de su estructura atómica y sus propiedades. Una de estas propiedades es la electronegatividad. La propiedad de los átomos de atraer hacia sí los pares electrónicos comunes que los enlazan con otros átomos lleva el nombre de electronegatividad. Mientras con mayor intensidad se manifieste en el elemento esta propiedad, en mayor grado éste es electronegativo. El concepto de electronegatividad fue introducido originalmente por Linus Pauling en 1932. Utilizando las diversas propiedades de las moléculas, como los momentos dipolares y las energías que requieren para romper los enlaces, Pauling fue capaz de construir una escala útil de electronegatividad que cubre la mayor parte de los elementos. La siguiente tabla proporciona los valores de la electronegatividad de los elementos de los primeros 4 períodos de la tabla periódica.

1

H 2.1

2

He ---

3

Li 1.0

4

Be 1.5

5

B 2.0

6

C 2.5

7

N 3.0

8

O 3.5

9

F 4.0

10

Ne ---

11

Na 0.9

12

Mg 1.2

13

Al 1.5

14

Si 1.8

15

P 2.1

16

S 2.5

17

Cl 3.0

18

Ar ---

19

K 0.8

20

Ca 1.0

21

Sc 1.3

22

Ti 1.5

23

V 1.6

24

Cr 1.6

25

Mn 1.5

26

Fe 1.8

27

Co 1.8

28

Ni 1.8

29

Cu 1.9

30

Zn 1.6

31

Ga 1.6

32

Ge 1.8

33

As 2.0

34

Se 2.4

35

Br 2.8

36

Kr 2.9

37

Rb 0.82

38

Sr 0.95

39

Y 1.22

40

Zr 1.33

41

Nb 1.6

42

Mo 2.16

43

Tc 1.90

44

Ru 2.20

45

Rh 2.28

46

Pd 2.20

47

Ag 1.93

48

Cd 1.69

49

In 1.78

50

Sn 1.96

51

Sb 2.05

52

Te 2.1

53

I 2.66

54

Xe ---

55

Cs 0.79

56

Ba 0.89

57

La 1.10

72

Hf 1.30

73

Ta 1.50

74

W 2.36

75

Re 1.90

76

Os 2.20

77

Ir 2.20

78

Pt 2.28

79

Au 2.54

80

Hg 2.00

81

Tl 2.04

82

Pb 2.33

83

Bi 2.02

84

Po 2.0

85 At 2.20

86

Rn ---

87

Fr 0.7

88

Ra 0.89

89

Ac 1.10

104

Rf

105 106 106

Escala de Pauling para las electronegatividades de los diversos elementos.

El flúor tiene asignada el valor más alto (4.0). Conforme pasamos de derecha a izquierda a través de un período se presenta una disminución en la electronegatividad. Los elementos del extremo izquierdo tienen valores bajos. Los elementos de la derecha tienen valores altos.

176

Las electronegatividades disminuyen conforme descendemos en un grupo de la tabla periódica, como puedes observar en los valores de las electronegatividades de los halógenos: F, 4.0; Cl, 3.0; Br, 2.8; y el I, 2.5. Los valores de la electronegatividad sirven para predicción del tipo de enlaces que formaran los átomos de los elementos (iónicos o covalentes). Además, las electronegatividades se pueden utilizar para predecir la polaridad de los enlaces covalentes. Cuanto más alejados estén los valores de electronegatividad de dos elementos, más polar debe ser el enlace. Así, el enlace entre el H(2.1) y el N(3.0) es más polar que el existente entre el H(2.1) y el C(2.5). Las siguientes son las razones por las que algunos elementos son más electronegativos que otros: 1. Mientras más pequeño es el radio de un átomo, la fuerza de atracción entre

el núcleo y los electrones es mayor. La Ley de Coulomb establece que la fuerza de atracción entre un protón y un electrón se incrementa conforme disminuye la distancia entre estas dos partículas. Mientras más pequeño es el átomo, tiene menos niveles de energía y en consecuencia ejerce una atracción más fuerte sobre los electrones de enlace. A la inversa, un átomo más grande con más niveles de energía tiene menos atracción sobre los electrones de enlace. El átomo de nitrógeno tiene un radio más pequeño que el átomo de carbono; por esto, el nitrógeno ejerce una atracción mayor que la del carbono sobre los electrones de su capa externa y por lo tanto tiene una mayor electronegatividad.

2. Los átomos que tienen menos niveles de energía entre el núcleo y el nivel de

energía externo son más electronegativos que los que cuentan con más niveles de energía intermedios. Los niveles de energía intermedios protegen a los electrones que se encuentran en la capa externa del efecto electrostático completo del núcleo con carga positiva. Esto se conoce como efecto de protección o escudo. Por esta razón, el flúor es más electronegativo que el cloro y este es más electronegativo que el bromo.

3. Cuando se va llenando el mismo nivel de energía en un período, la

electronegatividad aumenta conforme se incrementa la carga nuclear. Por lo tanto, el flúor (número atómico 9 con 9 protones) es más electronegativo que el oxígeno (número atómico 8 con 8 protones).

177

2.6.5 Radio atómico.

En equipos de 4 personas lean el tema “Radios atómicos” y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿Qué unidades se utilizan para medir los radios atómicos e iónicos?

R: 2. ¿Qué sucede con los radios atómicos, al deslizarse dentro de un grupo de la

tabla periódica de arriba a bajo?

R: 3. ¿Qué sucede con el radio atómico en un período, al ir de un elemento a otro

de izquierda a derecha?

R: 4. ¿Por qué los iones positivos son menores que los átomos originales?

R: ¿Por qué los iones negativos son mayores que los átomos originales?

R:

Radio atómico. Experimentalmente se puede obtener las dimensiones atómicas e iónicas o calcularlas en forma aproximada e indirecta, conociendo la información experimental de los elementos. Si se supone que los átomos y los iones monoatómicos son en forma esférica, las dimensiones se pueden expresar en función de radios atómicos e iónicos en unidades de Angstroms (1Aº = 1x10-8 cm). El radio de un átomo generalmente aumenta dentro de un grupo de arriba hacia abajo; por ejemplo, los átomos de yodo son mayores que los átomos de bromo, y los de potasio son mayores que los de sodio.

178

En un período, al ir de un elemento a otro de izquierda a derecha, el radio atómico decrece.

El aumento en la carga nuclear, sin aumento correspondiente en los niveles de energía de los electrones, en un período de elementos representativos, conduce a que los electrones del nivel externo de energía sean atraídos con más intensidad hacia el núcleo, ya que la carga nuclear se incrementa de izquierda a derecha, las dimensiones atómicas disminuyen de izquierda a derecha.

El aumento en las dimensiones atómicas con un grupo dado, se debe a que los electrones de niveles superiores de energía están localizados más lejos del núcleo, además de que el efecto de pantalla de los electrones de los niveles internos de energía disminuye la atracción entre el núcleo y los electrones del nivel externo.

Al aumentar el número de electrones en los niveles internos de energía, los electrones del nivel externo ocupan volúmenes mayores.

Los iones positivos (cationes) resulta de la pérdida de electrones de la capa de valencia y por lo tanto se espera que sean menores que los átomos originales.

Los iones negativos se forman por la ganancia de electrones en el nivel externo de energía, lo que implica que estos iones sean mayores que los átomos originales.

Na Na+1

1.86 Å 0.95 Å

Mg Mg+2

1.6 Å 0.65 Å

O O-2

0.66 Å 1.4 Å

Cl Cl-1

0.99 Å 1.81 Å

Figuras que muestran las dimensiones relativas de algunos átomos e iones:

179

En forma individual realiza la siguiente actividad y contesta las preguntas que se presentan. Considera al átomo como un globo de 1 litro contiene 6 canicas (electrones). Por cada canica en entra el globo aumenta su volumen 1/5 parte y cuando sale una canica disminuye 1/5 perte tambien.

1) ¿Qué volumen ocupa el globo cuando entran 3 canicas?

2) ¿Qué volumen ocupa el globo cuando salen dos canicas? 3) ¿Cuándo consideras que es un catión o anión el globo?

2.6.6 Números de oxidación.

En equipos de 4 integrantes lean el tema “Predicciones de los números de oxidación” y contesten el siguiente cuestionario: 1. ¿Qué es el número de oxidación? 2. ¿Cuándo el número de oxidación es cero? 3. ¿Cuáles son los números de oxidación de los elementos del grupo IVA? 4. ¿Cuáles son los números de oxidación probables para los elementos del

grupo VIA? 5. ¿Cómo se obtienen los números de oxidación negativos?

180

Predicción de los números de oxidación. El comportamiento químico de los elementos depende de la forma en que pierde, gana o comparte electrones para formar enlaces químicos, por lo que las propiedades químicas de los elementos dependen de las estructuras electrónicas de sus átomos. Es de esperarse que los elementos tienen configuraciones electrónicas y propiedades semejantes, aunque esto no quiera decir que todos los elementos de un mismo grupo tengan precisamente las mismas propiedades. Se puede generalizar sobre el comportamiento químico de ciertos grupos de elementos, pero hay elementos que requieren de un estudio específico, por ejemplo, la química orgánica es una rama de la química, que estudia los compuestos que tienen carbono (a excepción de los carbonatos, carburos, anhídridos y cianuros). Se ha observado que los elementos tienden a formar iones de carga específica y un número determinado de enlaces covalentes. Con la intención de generalizar estas observaciones se le asigna un número, dos o más a cada elemento que indica el estado de combinación que puede tener y se le llama número de oxidación. Los números de oxidación se han obtenido al observar las distintas fórmulas de los compuestos o iones poliatómicos de los elementos, por ejemplo: el oxígeno

forma fácilmente el ion óxido O 2-

en vez de O 1-, O 3-

, así como dos enlaces en

compuestos como el agua H2O, de lo que se deduce que el oxígeno puede tener un número de oxidación de 2-. Los números de oxidación se pueden considerar como la capacidad de combinación de los elementos. El estado de oxidación o número de oxidación de un elemento es el número positivo o negativo que se le asigna de acuerdo a las siguientes reglas: 1. El número de oxidación de un átomo de un elemento en su forma elemental

es cero. Por ejemplo: el número de oxidación del hidrógeno (H2), cloro (Cl2) y sodio metálico (Na) es cero, porque está sin combinarse.

2. El número de oxidación de un elemento en un ion monoatómico está dado por la carga del ion. Por ejemplo: el número de oxidación del sodio es 1+

(Na 1+) y del azufre es 2- y los representamos así S 2-

.

3. El hidrógeno tiene normalmente un número de oxidación de 1+ (H 1+

),

excepto en su forma natural (cero) y en la forma de ion hidruro es 1- (H 1-).

4. El oxígeno en estado combinado normalmente tiene un número de oxidación

de 2- (O 2- ), excepto en O2 (cero) y en los peróxidos (1-).

181

5. En un compuesto dado, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos presentes debe ser cero.

6. En un ion poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos presentes debe ser igual a la carga del ion. Por ejemplo: en el ion

hidróxido (OH 1-) el hidrógeno tiene un estado de oxidación de 1+ y el

oxígeno de 2-, por lo que la suma algebraica de (+1) + (-2) = -1 que corresponde a la carga del ion.

7. Los elementos más electronegativos tienen generalmente números de oxidación negativos en estado combinado y los elementos menos electronegativos (electropositivos) tienen números de oxidación positivos, en estado combinado. Así, por ejemplo, los metales normalmente tienen números de oxidación positivos porque tienen bajas electronegatividades.

Los números de oxidación están relacionados con la habilidad de los elementos para formar compuestos, además, están relacionados con las configuraciones electrónicas. Los elementos representativos tienden a perder, ganar o compartir electrones para alcanzar la configuración del gas inerte más cercano. Enseguida se analizan los números de oxidación que se espera obtener para los diversos grupos de los elementos representativos.

Metales alcalinos (IA). Estos elementos tienen en la capa de valencia un electrón, por lo que se esperaría un número de oxidación de 1+, que se obtiene cuando los elementos de este grupo pierden el electrón del último nivel para formar iones monoatómicos.

Metales alcalinoterreos (IIA). La configuración electrónica de estos elementos indica que en la capa de valencia externa 3 electrones, por lo que se espera ría un número de oxidación de 2+, que son los estados de oxidación observados más comúnmente.

Grupo Boro-Aluminio (IIIA). La configuración electrónica de la última capa es: ns2, np1, de lo que se deduce dos estados de oxidación, 1+ (pérdida o compartimento de un electrón) y 3+ (pérdida o compartimento de tres electrones). El estado de oxidación más común de estos elementos es de 3+, y el estado de oxidación de 1+ es raro de encontrarlo.

Grupo del Carbono (IVA). La configuración de nivel externo es: ns2, np2, lo que indica que los estados de oxidación probables son 2+ y 4+. Los elementos más comunes de este grupo son el carbono y silicio que tienden a formar compuestos con enlaces covalentes (compartición de electrones). Grupo del Nitrógeno (VA). La configuración electrónica de estos elementos es: ns2, np3, por lo que se esperaría los números 3+ y 5+. Algunos de estos

182

elementos son lo suficientemente electronegativos como para tomar números de oxidación negativos, lo que se predice 3-, que corresponde a la ganancia de tres electrones, el cual es común para los elementos más electronegativos del grupo y los números de oxidación de 3+ y 5+ se observan en todos los elementos del grupo. Los estados de oxidación 3-, 3+ y 5+ son comunes para el nitrógeno, pero este elemento también puede tomar los estados de oxidación de 2-, 1-, 1+, 2+ y 4+.

Grupo del Oxígeno o calcógenos (VIA). La configuración electrónica de la capa de valencia de estos elementos es: ns2, np4. De lo que se deduce que los estados de oxidación probables son: 2-, 2+, 4+, y 6+. El estado 2- es el favorecido por los elementos más electronegativos de este grupo y los estados de oxidación positivos son favorecidos por los otros elementos del grupo.

Grupo de los halógenos (VII). La configuración electrónica de este grupo es: ns2, np5; por lo tanto, los estados de oxidación probables son: 1-, 7+, 5+, 3+, y 1+. Pero, los estados de oxidación más comunes son: 1-, 7+, 5+, y 1+; el estado 1- es el más común para todos los halógenos cuando forman sales sencillas. Nota: Los números de oxidación positivos se obtienen según el número de electrones de la capa de valencia; por ejemplo, si la capa de valencia es ns2, np4, al perder los electrones del subnivel s queda 2+, si pierde los electrones del subnivel p que da con 4+, y si se pierden los electrones de los dos subniveles quedaron con 6+. Los números negativos se obtienen restando 8 al total de electrones de la capa de valencia, por ejemplo, si en la capa de valencia hay 6 electrones, quedará así: 8 – 6 = -2. Los números de oxidación de los elementos de transición son más difíciles de predecir, los más comunes son: 3+ y 6+ para el cromo; 2+ y 3+ para el hierro; 3+ para el cobalto, níquel y cobre; el zinc y el cadmio al combinarse se encuentran como 2+; la plata combinada es 1+ y 2+; el mercurio es 1+.

2.6.7 Propiedades de los metales y no metales.

En equipo de 4 integrantes lean el tema “Propiedades físicas y químicas de los elementos”. Y contesten las siguientes preguntas: 1. Enlista las propiedades físicas de metales y no metales.

183

METALES NO METALES

2. Enlista las propiedades químicas de metales y no metales.

METALES NO METALES

3. Escribe los nombres de metales que aparecen en estado nativo (forma libre) en la naturaleza.

R: 4. Define correctamente los siguientes conceptos: aleación, mineral y metalurgia.

R: 5. Enlista los minerales más difundidos en la naturaleza.

Forma Ejemplos y nombre.

184

Propiedades físicas de los metales. Algunas de las propiedades físicas de los elementos químicos son: el punto de fusión, punto de ebullición, la densidad, etc.

La mayoría de los elementos son sólidos, cinco son líquidos, once son gaseosas bajo condiciones normales de presión y temperatura (0 ºC y 1 atmósfera de presión). El cobre y el oro tienen colorees únicos, los gases inertes se encuentran formando moléculas diatómicas en condiciones normales y forman muy pocos compuestos.

Los no-metales se encuentran presentes en varias formas, en las que los átomos están unidos por enlaces covalentes, el hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, flúor y cloro se presentan formando moléculas diatómicas covalentes. El bromo es un líquido formado por moléculas diatómicas covalentes, el yodo es sólido formado por moléculas diatómicas covalentes, y el resto de los no-metales se presentan como sólidos moleculares de forma completa con varios enlaces covalentes.

Algunos no-metales tienen colores característicos, por ejemplo: el flúor es un gas amarillo pálido; el cloro, amarillo verdoso; el bromo es un líquido rojo castaño, el yodo es un sólido de color púrpura oscuro; el azufre es sólido amarillo pálido; y, los gases incoloros son el hidrógeno, nitrógeno y oxígeno.

Como hemos dicho, la energía de ionización disminuye a medida que bajamos en el sistema periódico, y aumenta a medida que nos desplazamos de izquierda a derecha, lo cual está directamente relacionado con la tendencia del carácter metálico. El potencial de ionización de los elementos metálicos suele ser pequeño, lo que explica por qué los metales tienden a formar iones positivos con facilidad (por ejemplo, Na1+, Mg 2+). Ello también quiere decir que en un metal hay electrones que tienen una relativa libertad de movimiento. Entre las propiedades físicas asociadas a esta libertad de movimiento de los electrones están:

1. Conductividad eléctrica alta. La conductividad eléctrica de los metales es varios centenares de veces superior a la de los no- metales. La plata es el mejor conductor eléctrico, aunque es demasiado cara para uso general. El cobre, con una conductividad muy cercana a la de la plata, es el metal más usado en conducciones eléctricas. Aunque el mercurio es un conductor pobre, se usa en muchos instrumentos eléctricos, tales como interruptores silenciosos en los que se necesita un conductor líquido.

2. Conductividad térmica alta. De todos los sólidos, los metales son los mejores conductores del calor. Todo el que descuidadamente haya cogido una tapa de cacerola caliente, puede dar fe de ello.

185

3. Ductilidad y maleabilidad. La mayoría de los metales son dúctiles (capaces de ser estirados en forma de alambre) y maleables (capaces de ser laminados). Por ejemplo, el oro se puede laminar en hojas continuas que son transparentes. Con un gramo de oro se puede hacer un alambre de cerca de dos kilómetros. Los electrones de un metal actúan como un pegamento que mantienen juntos a los núcleos por lo que los cristales de los metales se pueden deformar sin que se quiebren. Un cristal de un no-metal se rompe en trocitos si se golpea con un martillo o si se trata de hacer un alambre.

4. Brillo. Las superficies metálicas pulidas reflejan la luz, la mayoría de los metales tienen un color blanco plateado, ya que reflejan la luz de cualquier longitud de onda. El oro y el cobre absorben algo de luz en la región azul de espectro visible, por lo que aparecen como amarillo (oro) o rojo (cobre).

Aleaciones. Una característica importante de los elementos metálicos es su capacidad de alearse. Una aleación es un material con propiedades metálicas de dos o más elementos, de los que al menos uno de ellos es metal. Las aleaciones sólidas se preparan ordinariamente fundiendo los elementos juntos, agitando la mezcla hasta que sea homogénea y dejándola enfriar. Muchas aleaciones, como el bronce, el latón y el peltre se han hecho durante siglos por este procedimiento. Con frecuencia las aleaciones tienen propiedades muy diferentes de las de los metales que la forman. Al alear un metal con otro elemento generalmente sucede lo siguiente: 1. Disminuye el punto de fusión. El metal de soldadura, una aleación de

plomo y estaño funde a 180oC, en comparación con los 232 oC del estaño y los 338 oC del plomo. El metal “de Wood” tiene un punto de fusión muy bajo, unos 70 oC. Esta aleación se emplea en el funcionamiento automático de sistemas dispersores de agua.

2. Aumenta la dureza. A la plata de los cubiertos de cocina se le añade un poco de cobre, lo que los hace más duros que la plata pura. El oro se alea con plata y cobre para formar un metal lo suficientemente duro para ser usado en joyería. Las placas de plomo usadas en las baterías contienen pequeñas cantidades de antimonio para evitar que se deformen bajo una tensión.

3. Disminuye la conductividad eléctrica y térmica. El cobre usado en los conductores eléctricos debe ser muy puro, una pequeña cantidad de arsénico como el 0.03% disminuye la conductividad en un 15%, a veces se hace uso de esta propiedad. El “alambre de microme” (níquel, cromo) de alta calidad, se usa como resistencia de calentamiento en secadores de pelo, estufas, tostadoras de pan, etc.

186

Metalurgía. La metalurgia estudia los diversos procedimientos, para la obtención de metales elementales a partir de minerales naturales y la preparación de los mismos para usarlos como metales puros y en aleaciones. Las técnicas más útiles de la metalurgia se desarrollaron desde hace siglos por tanteo y aproximaciones, mientras que otras más recientes se han descubierto por la aplicación de teorías

avanzadas y tecnologías modernas. El problema principal de la metalurgia consiste en descomponer una sustancia en la que exista un metal en un estado de oxidación positivo, normalmente como catión, y transformarlos en átomos del elemento. La mayoría de los metales se producen en tres fases, que son: A) Concentración del mineral.

El mineral extraído de la mina contiene generalmente roca sin valor, denominada “ganga”. El mineral se somete a trituración y molienda, hasta que se puedan separar las partículas del mineral útil por medio del lavado, flotación y atracción magnética. El lavado se efectúa con una corriente turbulenta de agua que separa el mineral. La flotación se hace con un agente espumante, el cual arrastra el mineral, es decir, el mineral se adhiere a las burbujas que al flotar y ser arrastradas hacia fuera del tanque, se separan de la ganga cuando la corriente está saliendo. La atracción magnética consiste en pasar sobre los materiales triturados un electroimán, el cual separa a las magnetitas (F3O4) o algunos otros materiales que pueden ser cargados eléctricamente y atraídos por el electroimán. Si el mineral no se concentra completamente por métodos físicos, entonces se utilizan métodos químicos como la tostación, que permite eliminar las impurezas volátiles y materia orgánica y, además, los sulfuros y carbonatos que se transforman en óxidos.

187

B) Reducción química a elemento.

Se pueden utilizar ácidos y bases para disolver una parte del mineral, y se precipita el metal deseado o también las impurezas, dependiendo de lo que se trate. Para reducir un metal dado desde su estado de oxidación hasta su estado elemental, se pueden seguir varios procesos, tales como: a) Reducción por calor en el aire. Muchos de los metales preciosos de

los grupos IB y VIIIB se reducen fácilmente. Hay metales que se encuentran en estado elemental como el platino, el oro y la plata, y solo tienen que calentarse para que se separen de la ganga.

b) Reducción con carbón. Los óxidos de los metales moderadamente activos pueden reducirse con carbón. Por ejemplo:

2Fe2O3 + 6Cº 4Feº + 6CO

c) Reducción con un metal activo. El aluminio, magnesio, sodio y calcio son metales activos y pueden servir como agentes reductores, o sea, pierden electrones al combinarse y lógicamente se oxidan. Por ejemplo:

Mgº + PbS Pbº + MgS d) Reducción por electrólisis. Los metales alcalinos y los alcalinoterreos

así como los elementos muy activos, se pueden obtener con mucha eficiencia por electrólisis de sales anhídras fundidas. Por ejemplo:

MgCl2 Mgº + Cl2 C) Refinado. La mayoría de los metales obtenidos por reducción, generalmente

tienen grandes cantidades de impurezas y probablemente el método más empleado para la purificación es el electrolítico.

La principal fuente de los metales son los minerales que se encuentran en la corteza terrestre y en el mar, como es el caso del magnesio. Los minerales metálicos más comunes son: los óxidos, sulfuros, haluros, silicatos y carbonatos.

188

Los minerales más difundidos en la naturaleza se describen en la siguiente tabla:

FORMA EJEMPLO

Libre Metales finos: oro, plata, platino

Oxidos Sílice: SiO2 Hematita: Fe2O3 Magnetita: F3O4 Bauxita: Al2O3

Sulfuros Galena: PbS Pirita: FeS2

Cloruros Sal gema: NaCl Silvinita: KCl

Carbonatos Calzita: CaCO3 Magnesita: MgCO3

Sulfato Yeso: CaSO4. 2H2O

Silicatos Caolinita: Al2(Si2O8)(OH)4

Práctica 18: “Metal comestible” Objetivo: Detectar la presencia de hierro en los jugos de frutas. Teoría: Si efectuamoa un análisis de la composición de nuestro cuerpo, en primer instancia encontraremos que los elementos básicos son 4: Carbono (12.5 kg aproximadamente), Oxígeno (5.5 kg), Hidrógeno (2 kg), Nitrógeno(2 kg) y Azufre, los cuales al combinarlos adecuadamente nuestro organismo obtiene los azúcares o hidratos de carbono, grasas y proteínas necesarias para su subsistencia. Al incinerar un cadáver y quemar estos cinco elementos obtenemos un montón de ceniza blanquecina que contiene 18 minerales comunes y corrientes, poco vitales para que la maquinaria celular funcione a la perfección, a estos elementos se les llama como “oligoelementos” que constituyen el 4% del cuerpo corporal. Su presencia en el organismo está perfectamente equilibrada, de modo que los elementos químicos más abundantes de los que se requieren de mayor cantidad son por ejemplo el Hierro, Zinc, Cobre, Cloro, Calcio, Magnesio, Sodio, Potasio y Fósforo, otros son requieridos prácticamente en dosis pequeñas entre los cuales están: Flúor, Cromo, Níquel Yodo, Vanadio y Cobalto. El Manganesio y el Flúor los encontramos en las hojas secas que se emplean para elaborar té, el Molibdeno se encuentra en la leche, cereales y alubias, el Cromo lo encontramos en las levaduras, el Hierro se encuentra en carnes, legumbres, pan y yema de huevo, el Potasio se encuentra en el plátano, naranjas y jitomates.

189

Material: Reactivos: Frasco de 500 mL 3 bolsas de té negro 5 vasos de plástico transparente 500 mL de agua caliente Cuchara sopera 300 mL de jugo de piña

300 mL de jugo de manzana 300 mL de jugo de uvas blancas 300 mL de jugo de arandano

Desarrollo 1. Prepara una solución de té negro colocando las bolsas en el frasco y

llenándolo con agua caliente. 2. Deja reposar el frasco durante una hora. 3. Agrega cuatro cucharadas de cada uno de los jugos a cada uno de los vasos. 4. Agrega cuatro cucharadas de té a cada vaso y agítalos. 5. Deja reposar los vasos durante 20 minutos. 6. Levanta con cuidado cada vaso y observa a través del fondo, anota cuáles

son los jugos donde se depositan partículas oscuras en el fondo. 7. Deja reposar los vasos durante otras dos horas más. 8. Observa nuevamente la presencia de partículas oscuras en el fondo de los

vasos. Preguntas: 1. ¿En qué jugo se presentaron partículas oscuras después de 20 minutos?

R:

2. ¿En qué jugos se observaron partículas oscuras después de dos horas?

R:

3. ¿En qué jugos no se observan partículas oscuras?

R:

4. ¿Por qué sucede eso?

R: