Afinidad electrónica

La afinidad electrónica (AE) de un elemento se define como:

La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga -1.

Por convención se asigna valor positivo a la energía que se absorbe y valor negativo a la que se libera. En la mayoría de los elementos se absorbe energía.

Las afinidades electrónicas del berilio y el cloro pueden representarse como sigue:

Be(g) + e^- + 241 Kj  -------->> Be^- (g)  AE = 241 kJ/mol

Cl(g) + e^-   -------->>  Cl^- (g) + 348 kJ   AE = -348kJ/mol

La primera ecuación indica que cuando los átomos de berilio gaseoso ganan un electrón para formar iones gaseosos de Be^-, se absorben 241 kJ/mol de iones (reacción endotérmica). La segunda ecuación dice que cuando un mol de átomo gaseoso de cloro gana un electrón para formar iones cloro gaseosos, se liberan 348 kJ/mol de energía (reacción exotérmica).

La afinidad electrónica es la adición de un electrón a un átomo gaseoso neutro. El proceso mediante el cual el átomo neutro X gana un electrón (AE).

X(g) + e^-   ------ >> X^- (g)   (AE)

no es el inverso el proceso de ionización,

X⁺ (g) + e^-   ------>>  X(g)

El primero se inicia en un átomo neutro, mientras que el segundo se inicia en un ión positivo. Por lo tanto, (EI₁) y AE no tienen el mismo valor de signos opuestos.

Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). Las afinidades electrónicas, por lo general, se hacen más negativas de izquierda a derecha a lo largo de una línea en la tabla periódica (excluyendo a los gases nobles). Esto significa que los elementos representativos de los grupos IA a VIIA muestran mayor atracción para un electrón adicional de izquierda a derecha. Los halógenos que tienen la configuración electrónica externa ns²np⁵, tienen afinidades electrónicas de tipo más negativo.

Forman aniones estables con configuración de gas noble, ... ns²np⁶, al obtener un electrón.

La afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo al igual que la energía de ionización, aunque es difícil de medir.

Por diversos motivos, las variaciones de afinidades electrónicas no son regulares a lo largo de un periodo. La tendencia general es que las afinidades electrónicas de los elementos se hacen más negativas de izquierda a derecha en cada periodo. Algunos exepciones notables son los elementos del grupo IIA y del grupo VA. Éstos tenen valores menos negativos (más positivos) de lo que sugiere la tendencia. La afinidad electrónica de un metal HA es muy positiva porque implica la adición de un electrón a un átomo que tiene orbitales ns completamente llenos y orbitales np vacíos. Los valores para los elementos VA son ligeramente menos negativos de lo esperado, porque implican la adición de un electrón a un conjunto semilleno y relativamente estable de orbitales np (ns²np³ ----> ns²np⁴).

La adición de un segundo electrón para formar un ión con carga 2 - siempre es endortérmica, de manera que las afinidades electrónicas de aniones siempre son positivas.

 

Energía de ionización

La primera energía de ionización, (EI₁) también conocida como primer potencial de ionización, es:

La cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ion con carga +1.

Por ejemplo para el calcio, la primera energía de ionización, (EI₁), es 590 kJ/mol:

Ca(g) + 590 kJ     --------> Ca⁺(g) + e

La segunda energía de ionización (EI₂), es la cantidad de energía que se requiere para desplazar al segundo electrón. En el caso del calcio se representa asi:

 Ca⁺(g) + 1145 kJ  -------> Ca²⁺(g) + e

Para un elemento dado, (EI₂) siempre es mayor que (EI₁) porque siempre es más dificil desplazar a un electrón de un ion con carga positiva que del átomo neutro correspondiente.

Las energías de ionización miden la fuerza con que los electrones se encuentran enlazados a los átomos. En la ionización siempre se requiere energía para eliminar a un electrón de la fuerza de atracción del núcleo. Las energías de ionización bajas indican que los electrones se eliminan con facilidad y por lo tanto, se forma fácilmente un ion positivo (catión).

El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización ayudan a predecir si es probable que el elemento forme compuestos ionicos o moleculares (covalentes). Los elementos con energía de ioniazación bajas forman compuestos ionicos al perder electrones, dando lugar a iones con carga positivas (cationes). Los elementos con energía de ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta, por elemplo el grupo VIA y el VIIA, a menudo ganan electrones para formar iones con carga negativa (aniones).

Iones

Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. El número de protones, cargados positivamente, del núcleo de un átomo permanece igual durante los cambios químicos comunes (llamados reacciones químicas), pero se pueden perder o ganar electrones, cargados negativamente. La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo forma un catión, un ion con carga neta positiva. Por ejemplo, un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio que se presenta como Na⁺:

Átomo de Na           ion Na⁺

11 protones              11 protones

11 electrones            10 electrones

Por otra parte, un anión es un ion cuya carga neta es negativa debido a un incremento en el número de electrones. Por ejemplo, un átomo de cloro (Cl) puede ganar un electrón para formar el ion cloruroCl^-:

Átomo de Cl          ion  Cl^-

17 protones            17 protones

17 electrones          18 electrones

Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal común de mesa, es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones.

Un átomo puede perder o ganar más de un electrón. Como ejemplos de iones formados por la pérdida o ganancia de más de un electrón están : Mg²⁺, Fe³⁺, S^2- y N^3-. Estos iones, lo mismo que los iones Na⁺ y Cl^-, reciben el nombre de iones monoatómicos porque contienen solamente un átomo. Salvo algunas excepciones, los metales tienden a formar cationes y los no metales, aniones.

Además, es posible es posible combinar dos o más átomos y formar un ion que tenga una carga neta positiva o negativa. Los iones que contienen más de un átomo, como el caso de OH^- (ion hidroxilo), NH⁺, (ion amonio) se llaman iones poliatómicos.

Molécula

Una molécula es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definitiva que se mantiene unidos a través de fuerzas químicas (también llamadas enlaces químicos). Una molécula puede contener átomos del mismo elemento, siempre en una proporción fija, de acuerdo con la ley de proporciones defindidas. Asi, una molécula no siempre es un compuesto, el cual, por definición, está formado por dos o más elementos. El hidrógeno gaseoso, por ejemplo, es un elemento puro, pero consta de moléculas formadas por dos átomos de H cada una. Por otra parte, el agua es un compuesto molecular que contiene hidrógeno y oxígeno en una relación de dos átomos de H y uno de O. Al igual que los átomos, las moléculas son electricamente neutras.

Se dice que la molécula de hidrógeno, representada por H2, es una molécula diatómica porque contiene sólo dos átomos. Otros elementos que existen normalmente como moléculas diatómicas son hidrógeno (N2) y oxígeno (O2), así como los elementos del grupo 7A: flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), y yodo (I2). Por supuesto, una molécula diatómica puede contener átomos de diferentes elementos. Como ejemplo se pueden citar el cloruro de hidrógeno (HCl) y el monóxido de carbono (CO).

La gran mayoría de las moléculas contiene más de dos átomos. Pueden ser átomos de un mismo elemento, como el Ozono (O3), que está formado por tres átomos de oxígeno, o bien pueden ser combinaciones de dos o más elementos diferentes. las moléculas que contienen más de dos átomos reciben el nombre de moléculas poliatómicas. Al igual que el ozono (O3), el Agua (H2O) y el amoniaco (NH3), son moleculas poliatómicas.

Distribución de los elementos en la corteza terrestre y en los sistemas vivos

La mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza. 

¿Cómo están distribuidos en la corteza terrestre y cuales son esenciales para los sistemas vivos?

La corteza terrestre se extiende desde la superficie de la tierra hasta una profundidad de 40 km.  De los 83 elementos que se encuentran  en la naturaleza, 12 de ellos constituyen el 94.7 %   del peso de la corteza terrestre. De acuerdo al orden creciente de abundancia natural, son: oxígeno (O) 45.5%, silicio (Si) 27.2%, aluminio (Al) 8.3%, hierro (Fe) 6.2%, calcio (Ca) 4.7%, magnesio (Mg) 2.8%, el sodio (Na), potasio (K),  titanio (Ti), hidrógeno (H), fosforo (P) y manganeso (Mn), y los restantes, representan el 5.3%. Al analizar la abundancia natural de los elementos, se debe tener en mente que:

Los elementos no se encuentran distribuidos de manera uniforme en la corteza terrestre, la mayoría de los elementos se encuentran en forma combinada. Estos hechos proporcionan las bases para la mayoría de los métodos de obtención de los elementos puros, a partir de sus compuestos.

Los elementos esenciales para el cuerpo humano.

Los elementos esenciales para el cuerpo humano son el  oxígeno (O), carbono (O), hidrógeno (H), nitrógeno (N), calcio (Ca), fósforo (P), potasio ((K), azufre (S), cloro (Cl), sodio (Na), Magnesio (Mg), hierro (Fe), cobalto (Co), cobre (Cu), zinc (Zn), yodo (I), selenio (Se), flúor (F).

De los cuales, los elementos que se encuentran en cantidades mínimas en el organismo humano, y que merecen especial atención, son el hierro (Fe), cobre (Cu), zinc (Zn), yodo (I) y cobalto (Co), juntos constituyen el 1 % de la masa corporal. Estos elementos son indispensables para algunas funciones biológicas, como el crecimiento, el transporte  de oxígeno para el metabolismo y la defensa contra enfermedades. El equilibrio en la cantidad de estos elementos en el cuerpo es muy delicado. Su aumento o disminución durante un período  largo puede causar serias enfermedades, retraso mental e incluso la muerte. Las funciones que cumplen algunos de estos elementos, se describirán seguidamente:

HIERRO (Fe).- La función que cumple es de transportador de oxígeno (hemoglobina) y catalizador de los fenómenos de oxidoreducción-citocromos. Los síntomas de deficiencia son: anemia, pérdida de apetito, crecimiento lento. Los excesos: muy difícil. Pérdida de apetito, menor crecimiento, deficiencia en fósforo.

COBRE  (Cu).- Necesario para la formación de hemoglobina y oxígeno-transportador y catalizador de las oxidaciones.  Forma parte de numerosos sistemas enzimáticos. Los síntomas de deficiencia producen: anemia, retraso en el crecimiento, infertilidad, despigmentación, la deficiencia  también puede deprimir el sistema inmune (queratoconjuntivitis, mastitis, pietín). Los excesos producen: lesiones en el hígado, envenenamiento en ovinos, muy susceptibles.

COBALTO (Co).- Constituyente de la cianocobalamina (Vitamia B12) esencial para la metilmalonil CoA mutasa).  Los  síntomas de deficiencia son: disminución del apetito, pérdida de peso. Los   excesos producen : menor consumo de agua, crecimiento  lento, perdida de peso.

MOLIBDENO (Mo).- Constituyente de enzimas  Xantina oxidasa (metabolismo de las purinas), aldehído oxidasa sulfito oxidasa. Los síntomas de deficiencias pueden producir: disminución del crecimiento y los excesos producen: diarreas y pérdidas de peso.

MANGANESO (Mn).- Es activador enzimático (kinasas, hidrolasas, transferasas y decarboxilasas) y componentes de metaloenzimas, es importante en la sintesis de mucopolisacáridos. Los síntomas de deficiencia:  es rara la deficiencia en animales en pastoreo,  problemas reproductivos, retraso en el crecimiento.  En aves - perosis o “tendón luxado”,mal formación de los huesos de las extremidades (también por exceso de calcio y fósforo o deficiencia de colina). Los excesos producen: descenso en la absorción de hierro (Fe).

YODO (I).- Constituyente de la tiroxina, componente principal de la hormona tiroidea, regula la tasa metabólica. Los síntomas de deficiencia producen: agrandamiento de la glándula tiroides, disminuye su función y en consecuencia trastornos reproductivos. Los excesos produce: disminución del apetito

ZINC  (Zn).- Componente de metaloenzimas (anhidrasa carbónica, carboxipeptidasas, RNA y DNA polimerasas). Cumple el rol en la síntesis de DNA y ácidos nucleicos.  Requerido para la síntesis de proteína ligada al retinol.  Es fundamental para la función inmunitaria. Los síntomas de deficiencia producen: retardo en el crecimiento. Problemas reproductivos (espermatogénesis). Los excesos: reducen consumo y pueden provocar déficit de cobre.

SELENIO (Se).- Componente de la glutation peroxidasa (enzima que cataliza la eliminación del peróxido de hidrógeno con lo que protege a las membranas de la oxidación) y protegen a los tejidos contra los daños  oxidativos (antioxidante), facilita la absorción de vitamina E, colabora con la retención de vitamina E en el plasma. Los  síntomas de deficiencia producen: distrofia muscular o enfermedad del músculo blanco (degeneración de músculo esquelético y cardíaco). En aves: diatesis exudativa (se lesionan las membranas celulares). Los excesos producen:   alteración aparente de visión, anorexia.


Fuente: http://elaguatraevida.blogspot.com.ar/2011/08/distribucion-de-los-elementos-en-la.html

Moléculas y iones

De todos los elementos, sólo seis gases nobles del grupo 8A de la tabla periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn) existen en la naturaleza como átomos sencillos. Por esa razón se dice que son gases monoatómicos (lo que significa un solo átomo). La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o iones formados por átomos.

Clasificación de los elementos

Gases nobles
Durante muchos años, los elementos del grupo O se conocieron como gases inertes, porque se creía que no participaban en reacciones químicas. En la actualidad se sabe que los miembros más pesados forman compuestos, en su mayoría con flúor y oxígeno. Con excepción del helio estos elementos tienen ocho electrones en el nivel de energía superior ocupado. sus estructuras pueden representarse como...ns²np⁶.

Elementos representativos

Los elementos del grupo A de la tabla periódica se llaman elementos representativos. Sus niveles de energía más altos están parcialmente ocupados. Su "último" electrón entra en un orbital s o p. Estos elementos muestran variaciones diferentes y bastantes regulares de sus propiedades con su número atómico.

Elementos de transición d

Los elementos del grupo B (con excepción del IIB) de la tabla periódica se conocen como elementos de transición d o en forma más sencilla, elementos de transición o metales de transición. Se consideraban como transiciones entre los elementos alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los que forman ácidos de la derecha. Todos ellos son metales y se caracterizan porque tienen electrones en los orbitales d. Dicho de otro modo, los elementos de transición d contienen un nivel de energía interno que aumenta de 8 a 18 electrones (es el siguiente nivel mñas alto ocupado). Se conocen como:

• Primera serie de transición: ₂₁Sc a ₂₉Cu
• Segunda serie de transición: ₃₉Y a ₄₇Ag
• Tercera serie de transicion: ₅₇La y ₇₂Hf a ₇₉Au
• Cuarta serie de transición: (está incompleta) ₈₉Ac y elementos del 104 al 111

Elementos de transición interna

Estos elementos se conocen en ocasiones como elementos de transición f. Son elementos en los que se añaden electrones en los orbitales F. En ellos, el segundo nivel respecto al nivel de energía más alto ocupado aumenta desde 18 hasta 23 electrones. Todos son metales. Los elementos de transición interna se localizan entre los grupos IIIB y IVB de la tabla periódica. Son:

• Primera serie de transición interna (lantánidos): ₅₈Ce a ₇₁Lu
• Segunda serie de transición interna (actínidos): ₉₀Th a ₁₀₃Lr

Diferencias entre el grupo A y el B

Los grupos de elementos de la tabla periódica se designaron como A y B de manera arbitraria, y en algunas tablas se encuetran invertidos. Otras más designan a los grupos numerándolos del 1 al 18. los elementos que se encuentran entro del grupo del mismo número pero con letra distinta tienen relativamente pocas propiedades similares. El origen de la designación A y B es que algunos compuestos de elementos con el mismo número de grupo tienen fórmulas similares aunque propiedades muy diferentes; por ejemplo, NaCl (IA) y AgCl (IB); MgCl₂ (IIA) y ZnCl₂ (IIB).Como se verá, las variaciones de las propiedades de los grupos B a lo de una línea no son tan notables como las variaciones que se observan a lo largo de una línea de elementos del grupo A. En los grupos B se añaden electrones a los orbitales d, (n - l), donde n representa el nivel de energía más alto que contiene electrones. Los electrones más externos tienen mayor influencia sobre las propiedades de los elementos. Al añadir un electrón a un orbital externo d se producen cambios menos notables en  las propiedades que al añadir un electrón a un orbital s o p externo.

 

Número atómico, número de masa e isótopos

Todos los átomos se pñueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones presente en un átomo. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. Por ejemplo, el número atómico del nitrógeno es 7. Esto significa que cada átomo neutro de nitrógeno tiene 7 protones y 7 electrones. O bien, visto de otra forma, cada átomo en el universo que contenga 7 protones, se llama "nitrógeno".

El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. Con excepción de la forma más común del hidrógeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tanto protones como neutrones. En general, el número de masa está dado por:

número de masas = número de protones + número de neutrones
                           = número atómico + número de neutrones

El número de neutrones de un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico (A-Z), por ejemplo, el número de masa de flúor es 19 y su número atómico es 9 (lo que indica que tiene 9 protones en el núcleo). Así el número de neutrones es un átomo de flúor es 19 - 9 = 10. Observe que el número atómico, el número de neutrones y el número de masa deben ser enteros positivos.

No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tienen dos o más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. Uno de ellos, que se conoce como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamada deuterio contiene un protón y un neutrón, y el tritio que tiene un protón y dos neutrones.

Como otro ejemplo, considere dos isótopos comunes de uranio, con números de masa 235 y 238, respectivamente.

El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y en bombas atómicas, mientras que el segundo carece de las propiedades necesarias para tener tales aplicaciones. Con excepción del hidrogeno, que tiene un nombre para cada uno de sus isótopos, los isótopos de los elementos se identifican por su número de masa. Así, los isótopos anteriores se llaman uranio-235 (uranio doscientos treinta y cinco) y uranio-238 (uranio doscientos treinta y ocho).

Las propiedades quimicas de un elemento están determinadas, principalmente, por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tiene un comportamiento químico semejante, forman el mismo tipico de compuesto y presentan reactividades semejantes.

El neutrón

El modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante problema sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más sencillo, contenía solamente un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por lo tanto, la relación entre las masas de un átomo de hidrógeno y un átomo de helio debía ser 2:1. (Debido a que los electrones son mucho mas ligeros que los protones, se puede ignorar su contrubución a la masa atómica). Sin embargo, en realidad la relación es 4:1. Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería existir otro tipo de partícula subatómica en el núcleo, hecho que el físico inglés James Chadwick probó en 1932. Cuando Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con particulas α, el metal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos γ. Experimentos posteriores demostraron que esos rayos realmento constan de un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick llamó neutrones, debido a que demostró que eran partículas electricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. El misterio de la relación de las masas ahora puede explicarse. En el núcleo de helio existen dos protones y dos neutrones, mientras que en el núcleo de hidrógeno hay sólo un protón y no hay neutrones; por tanto, la relación es 4:1.

Existen otras partículas subatómicas, pero el electrón, el protón y el neutrón son los componentes fundamentales del átomo que son importantes para la química.

Masa y carga de las partículas elementales.

El protón y el núcleo

Desde principios de 1900 ya se conocían dos características de los átomos: contienen electrones y son eléctricamente neutros. Para que un átomo sea neutro debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas. Thompson propuso que un átomo podia visualizarse como una esfera uniforme cargadas positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones como si fueran las pasas de un pastel. Este modelo, llamado "modelo del budín de pasas", se aceptó como una teoría durante algunos años.

En 1910 el físico neozelandéz, Ernest Rutherford, que estudió con Thompson en la Universidad de Cambridge, utilizó partículas α para demostrar la estructura de los átomos. Junto con su colega Hans Geiger y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden, Rutherford efectuó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales, como blanco de partículas α provenientes de una fuente radiactiva. Ellos observaron quela mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con una ligera desviación. De vez en cuando algunas partículas α eran dispersadas (o desviadas) de su trayectoria con un gran ángulo. ¡En algunos casos, las partículas α regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva! Éste fue el descubrimiento más sorprendente ya que, según el modelo de Thompson, la carga positiva del átomo era tan difusa que se esperaría que las partículas α atravesaran las láminas sin desviarse o con una desviación mínima. El comentario de Rutherford sobre este descubrimiento fue el siguiente: "Resulto tan increible como si usted hubiera lanzado una bala de 15 pulgadas hacia un trozo de papel de seda y la bala se hubiera regresado hacia usted."

Tiempo despues Rutherford, pudo explicar los resultados del experimento de la disperción de partículas α utilizando un nuevo modelo de átomo. De acuerdo con Rutherford, la mayor parte de los átomos debe ser espacio vacío. Esto explica por qué la mayoría de las partículas α atravesaron la lámina de oro sufriendo poca o ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central del átomo, que llamó núcleo. Cuando una partícula α pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una gran desviación. Más aún, cuando una partícula α incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que su trayectoria se invertía por completo.

Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones. En otros experimentos se encontró que los protones tienen la misma cantidad de carga que los electrones y que su masa es de 1.67262 x 10 ^ -24 g, aproximadamente 1.840 veces la masa de las partículas con carga negativa, los electrones.

Hasta este punto, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera; la masa del núcleo constituye la mayor parte de la masa del átomo, pero el núcleo ocupa solamente 1/10^13 del volumen del átomo. Las dimensiones atómicas (y moleculares) se expresarán de acuerdo con el SI, con la unidad llamada picometro (pm), donde

1 pm = 1 x 10^-12 m

El radio de un átomo es aproximadamente de 100pm, mientras que el radio del núcleo atómico es solamente 5x10^-3 pm. Se puede apreciar la diferencia relativa entre el tamaño de un átomo y su núcleo imaginando si un átomo tuviera el tamaño del estadio Astrodomo de Houston, el volumen de su núcleo sería comparable con el de una pequeña canica. Mientras que los protones están confinados en el núcleo del átomo, se considera que los electrones están esparcidos alrededor del núcleo y a cierta distancia de él.

El concepto de radio atómico tiene utilidad experimental, pero no debe suponerse que los átomos tienen dimensiones o superficies bien definidas.

Radiactividad

En 1895, el físico alemán Wilhelm Röntgen observó que cuando los rayos catódicos incidían sobre el vidrio y los matales, hacian que éstos emitieran unos rayos desconocidos. Estos rayos muy energéticos eran capaces de atravesar la materia, oscurecía las placas fotográficas, incluso cubiertas, y producían fluorescencia en algunas sustancias. Debido a que estos rayos no eran desviados de su trayectoria por un imán, no estaban constituídos por partículas con carga, como los rayos catódicos. Röntgen les dio el nombre de rayos X, por su naturaleza desconocida.

Poco después del descubrimiento de Röntgen, Antoine Becquerel, profesor de física de París empezó a estudiar las propiedades fluorescentes de las sustancias. Accidentalmente encontró que algunos compuestos de uranio oscurecían las placas fotográficas cubiertas, incluso en ausencia de rayos catódicos, Al igual que los rayos X, los rayos provenientes de los compuestos de uranio resultaban altamente energéticos y no los desviaba un imán, pero diferían de los rayos X en que se emitían de manera espontánea. Marie Curie, discípula de Becquerel sugirió el nombre de radiactividad para describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación. Desde entonces se dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea.

La desintegración o descomposición de las sustancias radiactivas, como el uranio, produce tres tipos de rayos diferentes. Dos de estos rayos son desviados de su trayectoria por placas metálicas con cargas opuestas. Los rayos alfa (α) constan de partículas cargadas positivamente, llamadas particulas α, que se apartan de la placa con carga positiva. Los rayos beta (β), o partículas β, son electrones y se alejan de la placa con carga negativa. Un tercer tipo de radiación consta de rayos de alta energía, llamados rayos gamma (γ). Al igual que los rayos X, los rayos γ no presentan carga y no les afecta un campo externo.

El electrón

En la década de 1890, muchos científicos estaban interesados en el estudio de la radiación, la emisión y transmisión de la energía a través del espacio en forma de onda. La información obtenida por estas investigaciones contribuyó al conocimiento de la estructura atómica. Para investigar sobre este fenómeno se utilizó un tubo de rayos catódicos, precursor de los tbos utilizados en los televisores. Consta de un tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el aire. Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a una fuente de altro voltaje, la placa con carga negativa, llamada cátodo, emite un rayo invisible. Este rayo catódico se dirige hacia la placa con carga positiva, llamada ánodo, que atraviesa por una perforación y continúa su trayectoria hasta el otro extremo del tubo. Cuando dicho rayo alcanza el extremo, cubierto de una manera especial, produce una fuerte fluorescencia o luz brillante.

En algunos experimentos se colocaron, por fuera del tubo de rayos catódicos, dos placas cargadas eléctricamente y un electroimán. De acuerdo con la teoría electromagnética, un cuerpo cargado, en movimiento, se comporta como un imán y puede interactuar con los campos magnéticos y eléctricos que atraviesa. Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la placa con carga positiva y repelidos por la placa con carga negativa, deben consistir en particulas con carga negativa. Actualmente, estas partículas con carga negativa se conocen como electrones.

El físico inglés J. J. Thomson, utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de la teoría electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa del electrón. El número que obtuvo fue de -1.76x10^8 C/g, en donde C es la unidad de carga eléctrica, en coulombs. Más tarde, entre 1908 y 1917, R. A. Millikan llevó a cabo una serie de experimentos para medir la carga del electrón con gran precisión. Su trabajo demostró que la carga de cada electrón era exactamente la misma. En su experimento, Millikan analizó el movimiento de minúsculas goptas de aceite que adquirian carga estática a partir de los iones del aire. Suspendía en el aire las gotas cargadas mediante una aplicación de un campo eléctrico y seguía su movimiento con un microscopio. Al aplicar sus conocimientos sobre electrostáticas. Millikan encontró que la carga de un electrón es de -1.6022x10^-19C. A partir de estos datos calculó la masa de un electrón:

Masa de un electrón =        carga     
                                      carga/masa

                               = -1.6022 x 10^-19C
                                     -1.76 x 10^8C/g

                              = 9.10 x 10^-28g

Que es un valor extremadamente pequeño.

La estructura del átomo

Con base en la teoría de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones iniciadas alrededor de 1850, y que continuaron hasta el siglo XX, demostraron claramente que los átomos tienen una estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones.

La teoría atómica

En el siglo V a.C., El filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa indestructible e indivisible). A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos (entre ellos Platón y Aristóteles), ésta se mantuvo. Las evidencias experimentales de algunas investigaciones, científicas apoyaron el concepto de "atomismo", lo que condujo, de manera gradual, a las definiciones modernas de elementos y compuestos. En 1808, un científico inglés, el profesor John Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos.

El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría atómica de Dalton, puede resumirse así:

• Los elementos están formados por extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de los demás elementos.
• Los compuestos están formados por átomos de mas de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del del número de átomos entre los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
• Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone una creación o destrucción de los mismos.

El concepto de Dalton sobre un átomo es mucho más detallado y específico que el concepto de Demócrito. La primera hipótesis establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos. Tampoco tenía idea de cómo era un átomo, pero se dio cuenta de que la diferencia en las propiedades mostrada por elementos como el hidrógeno y el oxígeno, sólo pueden explicar a partir de la idea de que los átomos de hidrógeno son diferentes de los átomos de oxígeno.

La segunda hipótesis sugiere que, para formar un determinado compuesto, no solamente se necesitian los átomos de de los elementos correctos, sino que es indispensable un número específico de dichos átomos. Esta idea es una extensión de una ley publicada en 1799 por el químico francés Joseph Proust. La ley de las proporciones definidas de Proust establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contiene los mismos elementos y en la misma proporción de masa. Así, si se analizan muestras de dióxido de carbono gaseoso obtenidas de diferentes fuentes, en todas las muestras se encontrará la misma proporción de masa de carbono y oxígeno. Entonces, si la proporción de las masas de los diferentes elementos de un compuesto es una cantidad fija, la proporción de los átomos de los elementos en dicho compuesto también debe ser constante.

La segunda hipótesis de Dalton confirma otra importante ley, la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley, si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños. La teoría de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de una manera muy sencilla: diferentes compuestos formados por los mismos elementos difieren en el número de átomos de cada clase. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, llamados monóxido de carbono y dióxido de carbono.Las técnicas modernas de medición indican que un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el monóxido de carbono, y con dos átomos de oxígeno en el dióxido de carbono. De esta manera, la proporción de oxígeno en el monóxido de carbono y en el dióxido de carbono es 1:2, Este resultado está de acuerdo con la ley de proporciones múltiples.
La tercera hipótesis de Dalton es una forma de enunciar la ley de la conservación de la masa, la cual establece que la materia no se crea ni se destruye. Debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química, se concluye que la masa también se debe conservar. La brillante idea de Dalton sobre la naturaleza de la materia fue el principal estímulo para el rápido progreso de la química durante el siglo XIX.

La tabla periodica

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán, Lothar Meyer, publicaron en forma independiente ordenamientos de los elementos conocidos, que son muy similares a la tabla periódica que se usa en la actualidad. La clasificación de Mendeleev se basó principalmente en las propiedades químicas de los elementos, mientras que la de Meyer se basó principalmente en propiedades físicas. Las tabulaciones fueron sorpresivamente similares. Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al incrementar el peso atómico.

Mendeleev

Meyer

Mendeleev ordenó los elementos conocidos según el aumento de peso atómico en secuencias sucesivas, de manera que los elementos son propiedades químicas similares quedasen en la misma columna. Observó que tanto las propiedades físicas como químicas de los elementos varían en forma periódica según el peso atómico.

Considérese los elementos H, Li, Na y K, todos los cuales aparecen en "Gruppe I" de la tabla de Mendeleev. Se sabe que todos se combinan con F, Cl, Br e I del "Gruppe VII" para producir compuestos con fórmula similar a HF, LiCl, NaCl y KI. Todos estos compuestos se disuelven en agua para producir soluciones que conduncen electricidad. Los elementos del "Gruppe II" forman compuestos comoBeCl₂, MgBr₂, y CaCl₂, y también compuestos como O y S del "Gruppe VI" como MgO, CaO, MgS y CaS.

Uno de los éxitos más significativos de la tabla periódica de Mendeleev fue que tuvo en cuenta elementos desconocidos al construirla. Cuando Mendeleev consideraba que "faltaba" algún elemento, dejaba el espacio en blanco. Puede apreciarse en parte su ingenio para construir la tabla comparando las propiedades predichas (1871) y observardas del germanio, que no fue descubierto sino hasta 1886. Mendeleev llamó al elemento aún no descubierto ekasilicio, porque quedaba debajo del silicio en su tabla. Él conocía las propiedades de los elementos vecinos al germanio y le sirvieron como base para sus predicciones acerca de las propiedades de los elementos vecinos al germanio. Algunos valores modernos de propiedades del germanio difieren significativamente de los reportados en 1886, pero muchos valores en que Mendeleev basó sus predicciones eran tan inexactos como los valores obtenidos en 1886 para el elemento Ge.

En este punto, puede observarse que en diversas áreas de investigación, el progeso es lento y difícil. Sin embargo, existen indiviuos excepsionales que desarrolan conceptos y técnicas que permiten aclarar situaciones confusas; Mendeleev fue uno de ellos.

Debido a que el ordenamiento de Mendeleev de los elementos se basó en el incremento de pesos atómicos, aparentemente varios elementos quedaron fuera de lugar en su tabla. Mendeleev colocó a los elementos controvertidos (Te e I, Co y Ni) en lugares que correspondían a sus propiedades. Pensó que la aparente inversión de pesos atómicos se debía a valores inexactos de los mismos. Una redeterminación cuidadosa, demostró que los valores eran correctos. La resolución del problema de los elementos "fuera de sitio" tuvo que aguardar al desarrollo del concepto de número atómico. Entonces pudo formularse la ley periódica prácticamente en la foirma que se conoce en la actualidad:

Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

La ley periódica indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su número atómico, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas similares. Las tablas periódicas que se emplean en la actuaidad son ordenamientos de este tipo. Las columnas verticales se conocen como grupos o familias y las líneas horizontales como periodos.

Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, y los que se encuentran dentro de un periodo tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla. Los diversos grupos de elementos tienen nombres comunes que se emplean con tal frecuencia que es conveniente memorizarlos. Los elementos del grupo IA, con excepción del H, se conocen como metales alcalinos, y los elementos del grupo IIA se llaman tierras alcalinas o metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA se llaman halógenos que significa "formadores de sales", y los elementos del grupo I se llaman gases nobles (o raros).

 

 

Glosario de terminos importantes II

Ley de conservación de la energía. La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Ley de la conservación de la materia. No existe cambio detectable de cantidad de materia durante una reacción química.

Ley de la conservación de la energía y la materia. La cantidad total de materia y energía en el universo es constante.

Masa. Medida de la cantidad de materia que posee un objeto; suele medirse en gramos o kilogramos.

Materia. Todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

Mezcla. Muestra de matera compuesta de dos o más sustancias, cada una de las cuales conserva su identidad y propiedades.

Mezcla heterogénea. Mezcla que no tiene composición ni propiedades uniformes.

Mezcla homogénea. Mezcla que tiene composición y propiedades uniformes.

Molécula. Partícula más pequeña de un compuesto que puede existir en forma individual.

Peso. Medida de la atracción gravitacional de la Tierra sobre un cuerpo.

Precisión. Concordancia entre diversas determinaciones de una misma cantidad.

Propiedad extensiva. Una propiedad que depende de la cantidad de materia de una muestra.

Propiedad física. Véase propiedades.

Propiedad intensiva. Propiedad que no depende de la cantidad de materia de una muestra.

Propiedad química. Véase propiedades.

Propiedades. Características que describen a una muestra de materia. Las propiedades químicas se observan cuando la materia experimenta cambios químicos, y las propiedades físicas se observan cuando se produzcan cambios de composición química.

Símbolo. Letra o gruo de letras que representa (identifica) a un elemento.

Sustancia. Cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen la misma composción química y propiedades físicas identicas.

Temperatura. Mide la intensidad de calor, es decir, qué tan caliente o frío se encuentra un objeto o muestra.

Glosario de términos importantes

Átomo: La particula más pequeña de un elemento.

Calor: Una forma de energía que fluye entre dos escpecimenes de materia debido a su diferencia de temperatura.

Calor específico: Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia un grado celsius.

Caloría: Cantidad Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua de 14.5º C a 15.5º C. 1 caloría = 4.184 joules.

Cambio físico: Aquel en el cual una sustancia pasa de un estado físico a otro, pero no se forman sustancias con diferente composición. 

Cambio químico: Aquel en el sual se forman una o más sustancias nuevas.

Capacidad calorífica: La cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un cuerpo (cualquier masa) un grado celsius.

Cifras significativas: Dígitos que indican la precisión de las mediciones; dígitos de una medición con incertidumbre sólo en el último dígito.

Compuesto: Una sustancia formada por dos o más elementos en proporción fija. Los compuestos se pueden descomponer en sus elementos constituyentes.

Densidad: Masa por unidad de volumen, D = M/V

Elemento: Sustancia que no puede descomponerse en otras más simples por métodos químicos.

Endotérmico. Describe procesos que absorben energía térmica.

Energía. Capacidad de realizar trabajo o transferir calor.

Energía cinética. Energia que posee la materia debido a su movimiento.

Energía potencial. Energía que posee la materia debido a su posición, condición o composición.

Exactitud. Concordancia entre el valor medido y el valor correcto.

Exotérmico. Describe procesos que liberan energía térmica.

Gravedad específica. Relación entre la densidad de una sustancia y la densidad del agua.

Joule. Unidad de energá del sistema SI.