Unidad 9: Átomo y Tabla Periódica

Introducción a la Química

Definición de Química

La química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, así como su relación con la energía y los cambios que pueden ocurrir a través de reacciones. Se ocupa de las sustancias y de las partículas que las componen, y de las dinámicas que pueden ocurrir entre ellas. Es una de las grandes ciencias contemporáneas que revolucionaron el mundo, aportando explicaciones funcionales y comprobables sobre la conducta de los materiales. Los conocimientos químicos están integrados en la vida cotidiana, manifestándose en procesos como la cocción, la fermentación, la metalurgia, la creación de materiales inteligentes, y en muchos de los procesos que ocurren en nuestros cuerpos. Además, el dominio de la química ha contribuido a la industria mediante la transformación de materiales para crear objetos útiles.

La química es una rama de las ciencias naturales relacionada íntimamente con la física, la matemática, la biología, la geología, etc. Estudia las sustancias, sus propiedades, su estructura molecular, las reacciones que alteran esta estructura y las transformaciones de energía asociadas a estas reacciones.

Modelos Atómicos

La historia del átomo ejemplifica el método científico, donde se crean modelos de la realidad que son válidos si explican hechos conocidos y prevén hechos desconocidos. Un modelo pierde validez al concordar con nuevos resultados experimentales.
Veamos los modelos atómicos a través del tiempo:

1. Modelo Atómico de Dalton (1808)

• Define al átomo como la unidad constitutiva de los elementos.

• Postulados:

  • Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que mantiene sus propiedades.

  • Un elemento es una sustancia compuesta por átomos iguales.

  • Un compuesto es una sustancia formada por átomos distintos en proporciones numéricas simples y constantes.

  • En una reacción química, los átomos no se crean ni destruyen, sólo cambian las uniones entre ellos.

A pesar de varios errores, este modelo marcó un avance en la comprensión de la materia y fue resistido por muchos científicos en su tiempo.

2. Modelo Atómico de Thomson (Modelo Pudín de Pasas)

• J.J. Thomson identificó el electrón como una partícula con carga negativa dentro del átomo.

• Propuso que el átomo es una esfera maciza de carga positiva, incrustada con electrones.

3. Modelo Atómico de Rutherford

• Descubrió el protón: una partícula con igual carga que el electrón pero positiva, cuya masa es aproximadamente 1840 veces mayor que la del electrón.

• Postulaciones:

  • El átomo tiene un núcleo central que concentra la carga positiva y la mayor parte de su masa. Los electrones giran rápidamente alrededor del núcleo, separados por una gran distancia de él.

  • Sugirió que debe existir otra partícula en el núcleo, los neutrones, que posteriormente fueron descubiertos por James Chadwick.

4. Modelo Atómico de Bohr

• Introdujo la idea de niveles de energía cuantizados donde los electrones giran en órbitas específicas. No se permite la absorción o emisión de energía en forma continua, sólo en saltos.

5. Modelo Mecánico-Cuántico

Desarrollado en la década de 1920 por Schrödinger, Heisenberg y otros. Es un modelo probabilístico que define el comportamiento de los electrones como ondas y no como partículas fijas. Incluye:

• Principio de Incertidumbre de Heisenberg: imposibilidad de medir simultáneamente la posición y velocidad de un electrón.

• Se utilizan cuatro números cuánticos para definir un orbital y la posición de alta probabilidad del electrón.

Estructura del Átomo

Un átomo es la unidad básica de un elemento, que puede participar en una combinación química. Está formado por partículas subatómicas:

• Núcleo: Contiene protones (carga positiva) y neutrones (sin carga). Es pequeño comparado con el total del átomo.

• Electrones: Partículas de carga negativa que orbitan el núcleo.

Partículas Subatómicas

1. Protón (p+):

   • Masa: $1.67 imes 10^{-24} ext{ g}$ (aproximadamente 1840 veces la masa del electrón).

   • Carga: $+1.60219 imes 10^{-19} ext{ C}$.

   • Número Atómico (Z): Número de protones, igual para los átomos del mismo elemento.

2. Neutrón (n°):

   • Masa: $1.675 imes 10^{-24} ext{ g}$.

   • Carga: $0 ext{ C}$ (sin carga).

   • El número de neutrones puede variar, formando isótopos.

3. Electrón (e-):

   • Masa: $9.10 imes 10^{-28} ext{ g}$ (aproximadamente 1/1840 la masa de los nucleones).

   • Carga: $-1.0622 imes 10^{-19} ext{ C}$.

Espacio Extranuclear

Los electrones se mueven en el espacioso volumen fuera del núcleo conocido como el espacio extranuclear. La cantidad de electrones es igual al número de protones en un átomo neutro, manteniendo la neutralidad eléctrica del átomo.

Isótopos e Isóbaros

Número Atómico (Z)

Es el número de protones y define la identidad química de un átomo. Por ejemplo, el flúor tiene Z = 9.

Número Másico (A)

Es la suma de neutrones y protones en el núcleo, representando el número total de nucleones. Se expresa como:
$A = Z + N$

• Para el flúor, con Z = 9 y A = 19, hay 10 neutrones (N).

Isótopos

Son átomos del mismo elemento con el mismo número atómico pero diferentes números másicos.
Ejemplo: Cloruro-35 y Cloruro-37.

Isóbaros

Son núcleos con el mismo número másico pero diferente número de protones y neutrones.

Moléculas e Iones

• Moléculas: Agregados de al menos dos átomos unidas por fuerzas químicas. Ej: Agua ($H2O$), donde el hidrógeno se une al oxígeno.

• Iones: Especies cargadas formadas cuando átomos o moléculas neutras ganan o pierden electrones. Se dividen en:

  • Cationes: Iones positivos que se forman por pérdida de electrones. Ej: $Na^+$.

  • Aniones: Iones negativos que se forman por ganancia de electrones. Ej: $Cl^-$.

Configuración Electrónica

Es la distribución de electrones en los niveles y subniveles de un átomo. Se organiza en orden creciente de energía con un diagrama conocido como la Regla de Diagonales (Diagrama de Moëller).

• Pasos para determinar la configuración electrónica:

  1. Conocer el número atómico (Z).

  2. Ubicar los electrones en los orbitales según la Regla de Diagonales.

Ejemplo

• Configuración del Manganeso (Mn): Z=25. La configuración se expresa como:
  $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^6 5s^2 4d^{10} 5p^6 6s^2 4f^{14} 5d^{10} 6p^6 7s^2 5f^{14} 6d^{10} 7p^6$.

Ejemplo - Configuración del Manganeso (Mn): Z=25. La configuración se expresa como:

$1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^6 5s^2 4d^{10} 5p^6 6s^2 4f^{14} 5d^{10} 6p^6 7s^2 5f^{14} 6d^{10} 7p^6$.

Propiedades Periódicas de los Elementos

Se refieren a las tendencias en las propiedades físicas y químicas de los elementos, derivadas de su posición en la tabla periódica.

1. Radio Atómico:

   • Aumenta al bajar en un grupo y disminuye al moverse de izquierda a derecha en un período debido al aumento de la carga nuclear efectiva.

2. Energía de Ionización:

   • La energía requerido para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso. Aumenta de izquierda a derecha y disminuye al bajar en un grupo.

3. Afinidad Electrónica:

   • La energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón. Generalmente se vuelve más negativa al ir de izquierda a derecha en un período.

4. Electronegatividad:

   • Medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace covalente, incrementa de izquierda a derecha y disminuye al bajar en un grupo según la escala de Pauling.

Tabla Periódica

La tabla periódica organiza todos los elementos aceptados. Los elementos se agrupan según sus propiedades químicas y su configuración electrónica, formando columnas conocidas como grupos o familias, y filas llamadas períodos.

• Grupos: Elementos que comparten propiedades similares.

• Períodos: Elementos en la misma fila tienen el mismo nivel de energía.

Enlaces Químicos

Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen unidas a las moléculas y estructuras. Existen dos tipos principales:

1. Enlaces iónicos: Ocurren entre átomos que transfieren electrones.

   • Ejemplo: Es de NaCl donde el sodio cede un electrón al cloro.

2. Enlaces covalentes: Involucran el compartimiento de electrones entre átomos.

   • Ejemplo: El agua ($H_2O$) donde los electrones son compartidos entre el oxígeno y los hidrógenos.