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Periferia Distribución electrónica

Capítulo 6

Según el modelo atómico actual, en el átomo se diferencian dos zonas: una central llamada núcleo y otra que rodea al núcleo llamada periferia.

El diámetro de la periferia es aproximadamente 100.000 veces ma-yor que el diámetro del núcleo.

En esa enorme zona que rodea al núcleo atómico se mueven conti-nuamente los electrones ocupando así todo ese espacio (fig. 1).

El electrón es una partícula subatómica de masa casi 2000 veces me-nor que la masa del protón.

Se puede deducir que la densidad de la zona llamada periferia es muy pequeña, pues el volumen es muy grande y la masa es despreciable.

Niveles de energía

El modelo atómico establece que los electrones en los átomos tienen determinados valores de energía (energía cuantizada).

La energía de los electrones está relacionada con el valor del núme-ro cuántico principal n que determina los llamados niveles de energía.

Cuando n vale 1 queda establecido el nivel de menor energía. A medida que n adquiere valores superiores (números naturales) se

determinan los niveles de mayor energía.

n=1 n=2 n=3 n=4 …..

niveles de menor energía niveles de mayor energía

Zonas del átomoZona central: Núcleo.Zona que rodea al núcleo: Periferia.

Depreciable: (en el texto) sig-nifica insignificante, prescin-dible, que puede no tenerse en cuenta.

Podemos establecer la siguiente analogía: cuando un relator de fút-bol dice que un equipo ha estado en toda la cancha durante el transcurso del partido, quiere expresar que los jugadores se han movido continua-mente por toda la cancha, lo cual no significa que ésta se encuentre llena de jugadores. De la misma manera, la periferia como zona del espacio queda determinada, por el movi-miento continuo de los electrones.

Fig. 1.

174 Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica. Química • 3º C.B.

Número de electrones en cada nivel energético

Es posible calcular en un átomo el número máximo de electrones que pueden tener la energía correspondiente a un determinado nivel (fig. 2).

Este cálculo se realiza mediante la expresión matemática “2n2” don-de n indica el nivel de energía y es un número natural igual o mayor que 1.

Orbitales

El concepto de orbital surgió al interpretar físicamente el resultado de la ecuación de Schrödinger.

Orbital: zona del espacio donde es mayor la probabilidad de encontrar a los electrones.

En el orbital la probabilidad es aproximadamente del 95%, es decir, de 100 veces que se busque al electrón 95 veces “se encuentra” movién-dose en esa zona.

Las palabras orbital y órbita son muy parecidas, pero es importante insistir que sus significados son totalmente diferentes:

• Órbitaserefiereaun“camino”,aunatrayectoria.• Orbitalserefiereaunazonadelespacio(fig.3).

Distribución electrónica

La distribución de los electrones en niveles de energía permite definir si el estado energético del átomo es fundamental, excitado o imposible.

Para un átomo determinado:

• estadofundamental,eselestadoatómicodemenorenergía

• estados excitados, son los estados atómicos que tienenmayorenergía que el estado fundamental

• estadosimposibles,sonaquellasdistribucioneselectrónicasqueel átomo no puede tener (se plantean solo teóricamente).

Estado fundamental del átomo

Estado fundamental del átomo es el estado atómico de menor ener-gía, es decir, los electrones tienen la menor energía posible.

Órbita.Es una trayectoria (lineal), con-cepto usado en los modelos atómicos anteriores, ya modifi-cados y en desuso.

Orbital.Es una zona (tridimensional) concepto usado en el modelo atómico actual.

Fig. 3. Los orbitales tienen diferentes formas y se identifican con las letras s, p, d y f.

Nivel de energía

Cálculo2 n2

Nº máximo de electrones

n=1 2 (1)2 2 electrones




Fig. 2.

Orbital sselatibro

Orbital px

selatibro

Orbital py

selatibro

Orbital pz

selatibro

Orbital dx2 - y2

selatibro

Orbital dz2

selatibro

Orbital dxy

selatibro

Orbital dxz

selatibro

Orbital dyz

175Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6 Química • 3º C.B.

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Resulta útil construir un cuadro para representar la distribución de los electrones en niveles de energía en estado fundamental (fig. 4 a 7).

SedebeconsiderarelvalordeZparasaberelnúmerodeelectronesa distribuir y el número máximo de electrones por nivel de energía (fig. 2).

La distribución teórica de los electrones en los niveles energéticos se realiza ubicándolos desde n=1 en adelante, sin dejar niveles de energía vacíos o incompletos.

Ejemplos

• Hidrógeno: 1H (átomo con 1 protón, al ser eléctricamente neutro tiene 1 electrón moviéndose en la periferia).

Para representar el estado fundamental del átomo de H se ubica el único electrón en el nivel de energía n=1 (fig. 4).

• Nitrógeno: 7N (átomo con 7 protones y 7 electrones). Para representar el estado fundamental del átomo de N, se com-

pleta con 2 electrones el primer nivel de energía (n=1). Los 5 electrones restantes tendrán mayor energía, la energía co-

rrespondiente al nivel n=2 (fig.5).

• Aluminio: 13Al (átomo con 13 protones y 13 electrones). Para representar el estado fundamental del átomo de Al, se com-

pleta con 2 electrones el primer nivel de energía (n=1). Luego, de los 11 electrones restantes, 8 completarán el segundo

nivel de energía. Falta ubicar 3 electrones, que tendrán la energía correspondiente al nivel n=3 (fig. 6).

• Argón: 18Ar (átomo con 18 protones y 18 electrones). En el últi-mo nivel energético se ubican 8 electrones con la energía corres-pondiente a n=3 (fig. 7).

Estados excitados del átomo

Estados excitados del átomo son los estados atómicos con mayor energía que la correspondiente al estado fundamental.

En estos estados los electrones tienen cualquier valor permitido de energía.

Nivel de energía n=1 n=2 n=3

Nº de electrones 1


Nº de electrones 2 5


Nº de electrones 2 8 3



Regla: para representar los po-sibles estados excitados de un átomo, se colocan electrones en niveles de mayor energía aunque los anteriores estén in-completos o vacíos.

Fig. 4. Estado fundamental del H.

Fig. 5. Estado fundamental del N.

Fig. 6. Estado fundamental del Al.

Fig. 7. Estado fundamental del Ar.

Z número atómico: es el nú-mero de protones (p+)Como el átomo es eléctrica-mente neutro, el número de protones es igual al número de electrones (e-). En el átomo: Nº p+ = Nº e-


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Ejemplo

• Aluminio: 13 Al (13 protones y 13 electrones) En el cuadro de la figura 8 se representan algunos posibles esta-

dos excitados para este átomo

Niveles de energía n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6Número de electrones 2 7 4Número de electrones 1 8 2 2Número de electrones 5 4 2 1 1Número de electrones 2 10 1Número de electrones 5 4 4

Fig. 8. Algunos posibles estados excitados del Al.

Energía de los electrones en el tercer nivel (n=3)

El número máximo de electrones en el nivel n=3 es 18 (2n2), pero se distribuyen en subniveles con una pequeña diferencia de energía entre ellos (fig. 9).

Electrones de valencia o electrones de enlace

Se llaman electrones de valencia o electrones de enlace a aquellos electrones que, en el estado fundamental del átomo, se encuentran ubi-cados en el último nivel o subnivel de energía incompleto.

Para determinar cuántos son los electrones de valencia, es útil: • realizarladistribucióndeloselectronesennivelesdeenergíaen

estado fundamental • señalar los electrones que están en elúltimo nivel de energía

incompleto (de color azul en el cuadro)

¿Cuántos son los electrones de valencia del Li, Mg y Cl?

Niveles de energía n=1 n=2 n=3 Electrones de valencia

Litio 3Li 2 1Litio tiene 1 electrón de valencia

Magnesio 12Mg 2 8 2Magnesio tiene 2 electrones de valencia

Cloro 17Cl 2 8 7Cloro tiene 7 electrones de valencia

Si el último nivel (o subnivel) de energía está completo, los electro-nes de ese nivel no se denominan electrones de valencia. En el ejemplo de la figura 10 se señala con color rojo el último casillero que representa ese último nivel de energía.

Niveles de energía

n=1 n=2 n=3 ...

Nº de electrones

2 8 8

Cuando se realice el estudio de la Tabla Periódica, se analizará la correspondencia entre el nú-mero de electrones de valencia y la ubicación del elemento en la misma.

Fig. 9.

Fig. 10. Distribución de electrones en ni-veles de energía en estado fundamental para el argón (18Ar)

Si bien el número máximo de electrones en el nivel n=3 es 18 se considera una distribución completa con 8 electrones (los de menor energía); lo que le confiere estabilidad al átomo.


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Diagramas de Lewis o diagramas de puntos

Un diagrama de puntos o diagrama de Lewis es una manera senci-lla de representar los electrones de valencia (fig.11).

Mediante estas representaciones, se puede explicar cómo se unen algunos átomos.

Para construir el diagrama de Lewis de un elemento es necesario:• realizarladistribucióndesuselectronesennivelesdeenergía(es-

tado fundamental) señalando los electrones de valencia• escribirelsímboloquímicodelelementoimaginandouncuadra-

do que lo rodea, por ejemplo

Br

• representarloselectronesdevalenciamediantepuntosydistri-buirlos de manera tal de colocar uno en cada lado del cuadrado imaginario. Si el número de electrones es superior a 4, se forman pares hasta un máximo de 8 electrones (fig.12)

Ejemplos

Elemento litio 3LiDiagrama de Lewis para el litio: el electrón de valencia del litio se re-

presenta mediante un punto (fig. 13a).

Li

Elemento carbono 6CDiagrama de Lewis para el carbono: los cuatro electrones de valencia

del carbono se representan dibujando cuatro puntos (fig. 13b).

C

Elemento fósforo 15PDiagrama de Lewis para el fósforo: los cinco electrones de valencia

del fósforo se representan dibujando cinco puntos (fig. 13c).

P

Elemento bromo 35BrDiagrama de Lewis para el bromo: los siete electrones de valencia

del bromo se representan dibujando siete puntos (fig. 13d).

Br

Fig. 12. Los diagramas de Lewis tendrán como máximo ocho puntos representan-do ocho electrones.

Fig. 11. Gilbert Lewis (1875–1946) Fí-sico y químico norteamericano. Realizó importantes trabajos sobre la valencia y los electrones de valencia que resultaron fundamentales para la teoría del enlace químico. La estructura de Lewis fue men-cionada por primera vez en 1916 en su artículo “La molécula y el átomo”.

Ne

a)Nivel de energía n=1 n=2 n=3


Los átomos de litio tienen 1 electrón de valencia.b)



Los átomos de carbono tienen 4 electro-nes de valencia.c)



Los átomos de fósforo tienen 5 electro-nes de valencia.d)

Nivel de energía

n=1 n=2 n=3 n=4

Nº de electrones

2 8 18 7

Los átomos de bromo tienen 7 electrones de valencia.

Fig. 13. Ejemplos.


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¿Cuál es la relación entre el estado fundamental y los estados excitados de un átomo?

Cuando los electrones de un átomo tienen la menor energía posible, se dice que el átomo está en estado fundamental.

Si los electrones reciben suficiente energía, al absorberla, el áto-mo queda en un estado excitado (estado con mayor energía que el fundamental).

El estado excitado es inestable, en fracciones de segundo, se li-bera la energía absorbida inicialmente y el átomo regresa al estado fundamental.

La energía liberada tiene valores definidos que corresponden a las diferencias de energía de los electrones entre los estados excitados y el estado fundamental.

Es decir, la energía liberada está cuantizada; es emitida en paquetes o cuantos de energía.

Átomo en estado fundamental

Átomo en estado fundamental

Átomo en estado excitado

energía absorbida energía liberada

Cuando los átomos pasan de estados excitados al estado fundamen-tal, ¿es posible apreciar la energía emitida?

La respuesta es sí, pero solo es posible ver luz cuando la energía emi-tida corresponde a la energía de la llamada “luz visible”.

Expliquemos más detalladamente este fenómeno que está presente en nuestra vida cotidiana aunque no siempre le prestemos atención ni pensemos cómo ocurre.

¿Cómo se puede suministrar energía a los electrones de los átomos? Se puede lograr de diferentes maneras, mediante:

• calentamiento• pasajedecorrienteeléctrica• irradiaciónconluzvisibleoultravioleta• reaccionesquímicas

Se analizarán algunos ejemplos que corresponden a diferentes for-mas de suministrar energía a los electrones.

Cuando los electrones de un átomo liberan la energía absor-bida, el átomo puede pasar: - de un estado excitado al esta-do fundamental o - de un estado excitado a otro es-tado excitado de menor energía.

Principio de conservación de la energía.

La energía se conserva.

En los diferentes procesos la energía es transferida. Es imposible “crear o destruir” energía.


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Ejemplos

Si se acerca a la llama de un mechero Bunsen una muestra de sustancia, por ejemplo clo-ruro de sodio se aprecia que la llama, inicialmente azul, se torna de color amarillo duran-te algunos segundos debido a la presencia del elemento so-dio (fig.13). El calentamiento es suficiente para excitar a los electrones. Cuando muchos de esos electrones pasan de un estado excitado al estado fun-damental, liberan la energía absorbida, cuyo valor corres-ponde a la energía de la luz amarilla.

Si se observa la llama amarilla emitida con un instrumento llamado espectroscopio (o se hace pasar a través de un prisma óptico), se ob-tiene el espectro de emisión del sodio (fig. 14). Este espectro es ca-racterístico del sodio, y sirve para identificarlo.

La luz fluorescente, blanco-azulada, que emiten los tubos y lámparas de gas de mercurio se produce porque los electrones de los átomos de mercurio son excitados por el pasaje de la corriente eléctrica y al volver a su estado energético fundamental emiten energía corres-pondiente a la radiación ultravioleta. Esta radiación incide sobre los átomos de la pintura fluorescente que recubre el interior del tubo de vidrio, provocando la excitación de los mismos y la emisión de “luz visible”.

En la noche, al iluminar los carteles de la carretera, la pintura fosfo-resce, emitiendo luz que permite visualizarlos.

En este caso la energía proviene de la radiación ultravioleta (de ma-yor energía que la luz visible) y es la causante de la excitación de los electrones de los átomos de la pintura del cartel.

La luz que emiten las luciérnagas y algunos peces que viven en zonas profundas y oscuras del mar, se puede explicar también por la exci-tación de electrones que vuelven al estado fundamental. La energía proviene de reacciones químicas (bioluminiscencia) (fig.15).

Si la diferencia de energía es mayor o menor que la correspondiente a la “luz visible”, podrá emitirse radiación ultravioleta, rayos X, rayos infrarrojos, etc. (fig. 16).

Fig. 14. Espectro de emisión continuo y discontinuo.

Espectro de emisión continuo.Se obtiene, por ejemplo, cuando la luz blanca pasa a través de un prisma óptico (fenómeno de dispersión)

Fig. 13. Ensayos a la llama. La diferen-cia en los colores de la llama indica la presencia de elementos diferentes en las sustancias analizadas.

Fig. 15. Bioluminiscencia.

Fig. 16. Una radiografía es un estudio basado en el poder de penetración de los rayos X, permitiendo visualizar por ejemplo la estructura ósea del organis-mo.

Espectro de emisión discontinuo o de líneas de sodio. Cada elemento tiene un espectro de emisión característico que lo identifica.

Valores expresados en Nanómetros

420 550 615 420

380 590 700 800490

ultravioleta infrarrojo


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Aplicaciones y problemas1) Corrige las siguientes expresiones: • enlaperiferia,loselectronesgiranenórbitas • loselectronesdevalenciasontodosloselectronesdeunátomo

2) a) Completa el cuadro de la figura 1. b) Señala los electrones de valencia en los casos

que corresponda. c) ¿Qué elementos tienen completo su último

nivel o subnivel de energía? d) Plantea: - un estado excitado para un átomo de azufre. - un estado imposible para un átomo de boro.

3) En la figura 2 se han planteado distribuciones de electrones en niveles de energía para un átomo de fósforo 15P.

a) - Clasifícalas según correspondan a estado fundamental, excitado o imposible.

- Explica por qué son imposibles los estados así clasificados.

b) De todas esas distribuciones; ¿cuál es la de menor energía y por qué?

c) ¿Cuántos electrones de valencia tiene el fós-foro? Explica.

4) a) Escribe la distribución de los electrones en tres posibles estados ex-citadosyenelestadofundamentalparaunátomodesodio(Z=11).

b) Explica detalladamente por qué solo hay un estado fundamental pero varios estados excitados para un átomo determinado.

5) Un átomo de cierto elemento tiene 4 electrones de valencia con energía correspondiente al nivel 2 en estado fundamental.

a) Averigua cuál es el número atómico de ese elemento. b) Elige cuál es ese elemento de las siguientes opciones y justifica tu

elección. 2He 4Be 6C 8O 10Ne 12Mg 14Si 16S 18Ar

6) Explica por qué al derramarse el agua de cocción de los fideos u otros alimentos sobre la llama azul de la hornalla, ésta se ve con destellos amarillos.

7) Observa las fotos de la figura 3 y elabora un breve texto donde ex-pliques cómo se producen las luces en ambas situaciones.

Elemento Z Símbolo Electrones por nivel

estado fundamental n=1 n=2 n=3 n=4

Nitrógeno 7

Helio 2

Azufre 16

Argón 18

Boro 5

n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7 Estado

1 4 1 6 2 1

2 7 6

3 8 1 1 1 1

1 1 13

2 8 5

2 9 4

2 8 4 1

15

2 2 2 2 2 2 3

Fig. 1. Ejercicio 2.



Actividades


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8) a) Analiza la siguiente situación: Sabrina debe identificar dos sus-tanciasdesconocidasXyZ.Paraellorealizaensayosalallama con ambas sustancias y observa:

- Sustancia X: la llama queda verde-azulada - SustanciaZ:lallamaquedaroja •¿Quéconclusionespuedesacardesuexperimento? •¿Logró identificar las sustancias?Si la respuesta esnegativa,

propone qué otros ensayos puede realizar. b) ¿Existe alguna relación entre el color de la sustancia y el color

que se observa al colocarla a la llama? Ejemplifica.

Investiga y reflexiona9) Investiga a) ¿Cómo es el espectro de la luz solar? b) ¿Existe alguna relación entre dicho espectro y el arco iris? c) Ordena los colores del arco iris, la radiación infrarroja y la ra-

diación ultravioleta en forma creciente de energía. d) ¿Cuál es el significado de los nombres infrarrojo y ultravioleta? e) ¿Qué es y qué función cumple un espectroscopio?

10) Lee el mensaje del cartel luminoso e investiga cómo se produce la fosforescencia de la pintura (fig. 4).

11) Investiga a) Las diferentes formas de luminiscencia: fluorescencia, fosfores-

cencia y bioluminiscencia. Menciona ejemplos. b) ¿Qué sustancias contienen las pulseras, collares y otros adornos

de cotillón para permanecer iluminados por varias horas?

12) a) A partir del texto de la figura 5, establece la relación entre el nombre del elemento helio y su descubrimiento.

b) Explica la siguiente analogía: “el espectro de emisión de un ele-mento es como la huella dactilar de cada ser humano”. Explica.

13) El tubo de neón, llamado también tubo de descarga, se utilizó por primera vez en el año 1910 en el salón del automóvil del Gran Salón de París.

Investiga a) ¿Cómo funciona un tubo de neón? Busca la relación entre la luz

producida y la diferencia energética entre estados excitados y es-tado fundamental de un átomo.

b) ¿Cuáles son las diferencias entre lámparas de filamento y lám-paras de “bajo consumo”? Reflexiona sobre las ventajas de estas últimas.

c) ¿Qué tipos de lámparas existen y cuáles son sus aplicaciones?


“El helio fue descubierto en 1868 en el espectro del Sol. Algunas de las líneas de ab-sorción del espectro solar no coincidían con las de ninguno de los elementos conocidos. Se llegó a la conclusión que el Sol contenía un elemento has-ta entonces desconocido en la Tierra. Este elemento fue nom-brado helio por helios la pala-bra griega para “sol”. Poste-riormente el helio fue aislado y caracterizado en el laboratorio en 1895”

Texto extraído de Química La ciencia Central de T. Brown y otros.



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Ampliando el horizonte...

• UsandoelmodeloatómicodeBohrelaboraunaexplicaciónadecuadaparainterpretarelfuncionamientodelosfuegosartificiales.

• Losfuegosartificialeshantenidoaplicacionesbélicasylúdicas. Buscainformaciónsobreambosusos. ¿Quéimportanciatienenlasbengalasennavegación?• ¿Paraquéseusóenfotografíalaluzproducidaalquemarmagnesio?

Los fuegos artificiales

Los fuegos artificiales tienen una presencia importante en la vida actual, ya que se utilizan en casi todas las fiestas populares.

Etimológicamente la palabra pirotecnia proviene de los vocablos griegos “piros”, fuego, y “techne”, arte o técnica.

Los antiguos pueblos de China, India y Egipto fueron muy aficionados a los festejos amenizados con fuegos artificiales, a los que daban color usando sales de sodio. Transmitieron sus conocimientos a los griegos y más tarde a los romanos. El arte decae en el siglo IV pero resurge hacia el siglo XII.

Los árabes mantienen la tradición e introducen la pirotec-nia en España. También se extiende por Italia y Francia, lle-gando a su máximo apogeo en el reinado de Luis XV.

Hasta finales del siglo XVIII los maestros pirotécnicos tra-bajaban aislados y en secreto, transmitiendo sus conocimien-tos solo a sus discípulos.

Los fuegos artificiales fueron monocromos hasta el siglo XIX, ya que se utilizaba el sodio casi exclusivamente. La intro-ducción del color se encuentra estrechamente ligada a la histo-ria del descubrimiento de los elementos químicos, por ejemplo rojo del elemento estroncio, blanco brillante del magnesio, verde del cobre.

La pólvora, inventada por los chinos es una mezcla de nitrato de pota-sio, carbón y azufre, lo que proporciona propulsión a la mayoría de los fue-gos artificiales.

Actualmente los colores y tipos de fuegos artificiales son muy variados pero en todos los casos al utilizarlos se deben tener en cuenta los riesgos del fuego y los explosivos.

Historia y química de los fuegos artificiales. Lectura extraída y adaptada. por Lorenzo Hernández • 31 ago, 2008 • sección: breves historias


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