Objetivos: 
Conocer los componentes fundamentales del átomo.
Interpretar símbolos nucleares 
Interpretar la distribución energética en niveles y subniveles.
Escribir configuraciones electrónicas.
Interpretar los conceptos de masas atómicas y moleculares.
Utilizar los conceptos anteriores en cálculo.
Deducir la ubicación de elementos en la tabla periódica de acuerdo a su configuración electrónica.
Comprender la variación periódica de la electroafinidad, el potencial de ionización, el radio atómico y la electronegatividad
.
I.- ESTRUCTURA ATÓMICA
El átomo es la  partícula más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad a través de cambios físicos y químicos.
Los átomos  están constituidos por  un núcleo y  una corteza electrónica. En el primero se encuentran partículas cargadas positivamente, llamadas protones  y partículas neutras llamadas neutrones. En la segunda, se encuentran partículas cargadas negativamente, llamados electrones.
Debido a la extrema pequeñez de los átomos, su masa no puede ser determinada mediante el uso de instrumento alguno, y para poder mensurarlas, se ideó una unidad acorde: la  unidad de masa atómica  o uma, que se define como 1/12 de la masa del átomo de  12C, y equivale a 1,67 x 10-24 g.
Las propiedades y ubicación de las partículas subatómicas fundamentales se encuentran resumidas en el siguiente cuadro:

Partícula (símbolo)

Ubicación

Masa aproximada (uma)

Carga (escala relativa)

protón (p o p+)

Núcleo

1

+1

neutrón (n o no)

Núcleo

1

0

electrón  (e-)

Corteza

1/1800

-1

Tabla I.1 Partículas fundamentales de la materia

El átomo consiste en núcleos positivamente cargados, muy pequeños y densos, rodeados por nubes de electrones a distancias del núcleo relativamente grandes.

El núcleo atómico, debido a la presencia de los protones, está cargado con tantas cargas positivas como protones posea, y prácticamente la totalidad de la masa del átomo está contenida en él. En la corteza electrónica se encuentran tantos electrones como protones haya en el núcleo, dando así un átomo eléctricamente neutro. Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo y son los que intervienen en las reacciones químicas. El radio de un núcleo atómico es de 10-13 a 10-12 cm aproximadamente. Los radios de los átomos son aproximadamente del orden de 10-8 cm (1 Å) (Å: Amstrong), esto es,  casi  100.000 veces mayores por lo cual el átomo debe tener una estructura relativamente "vacía".

1Å =10-10 m =10-8 cm
1nm =10-9m = 10-7 cm
1pm = 10-12 m = 10-10 cm

Núcleo atómico

  Número atómico
El número atómico de un elemento corresponde al número de protones que contiene cada uno de sus átomos.  Se identifica con la  letra  Z.  En base a este número se ubican los elementos en la tabla periódica. Z define al elemento. A cada átomo con un número  atómico determinado se le asigna un símbolo por el cual se lo reconoce. En otras palabras, los átomos del mismo elemento tendrán igual Z, y los de elementos diferentes, diferente Z.

Por ejemplo:  Z=11 corresponde al elemento Na
                    Al elemento Fe le corresponde el Z=26

  Número másico
El número másico de un átomo se define como la suma del número de protones y de neutrones que posee y se representa con la letra A.
La vinculación entre A y Z está dada:
A = Número de protones + Número de neutrones
A = Z + Número de neutrones
Debido a que las partículas nucleares son las que poseen masa apreciable, siendo la de cada una de ellas de aproximadamente 1 uma, el número de estas partículas da la masa del átomo expresado en umas.
Por ejemplo: Un átomo del elemento K (potasio) posee 19 protones y 20 neutrones, lo que determina que A=39 y la masa atómica será 39 umas.
  Símbolo nuclear
Se representa al átomo con el símbolo del elemento que le  corresponde; a la izquierda y arriba del símbolo se escribe el  número másico (A) y a la izquierda y abajo se coloca el número atómico (Z).
A
   X
Z
siendo X el símbolo del elemento
Ejemplo:
37
    Cl

17 
significa que ese átomo de cloro posee en su núcleo 17 protones, y  37-17=20 neutrones. Por ser una estructura neutra, tendrá 17 electrones en la corteza electrónica.
  Isótopos

 Son átomos que poseen igual número de protones y diferente número de neutrones, es decir que son átomos del mismo elemento y de diferente número de neutrones, o en otras palabras, de igual Z y de diferente A.

Por ejemplo:
14
    C

6 
12
    C

6 
Muchos elementos existen en la naturaleza formando varios isótopos aunque normalmente uno de ellos es más abundante que el resto. En la Figura I.1 se muestra el ejemplo correspondiente al  Ne:
Por ejemplo: El elemento H consta de 3 isótopos:
1
    H

1 
2
    H

1 
3
    H

1 
¿Qué particularidad le encuentra al primero de ellos?
  Abundancia isotópica: Indica la fracción del número total de átomos de un cierto isótopo con respecto al total de la muestra. En el Carbono natural, la abundancia del 12C y 13C son respectivamente 98,9% y 1,1%. Esto quiere decir que de cada 1000 átomos de C considerados, 989 poseen una masa de 12 umas y 11 de ellos, poseen una masa atómica de 13.Conociendo la masa y la abundancia de cada isótopo se puede calcular la masa atómica de cada elemento:

donde mi es la masa de un determinado isótopo y A su abundancia.

Por ejemplo:

Inversamente, puede calcularse la abundancia isotópica conociendo la masa atómica del elemento y la de sus isótopos componentes.

Corteza Electrónica

Para poder comprender por qué los átomos se enlazan de una determinada manera, o por qué distintos elementos tienen propiedades físicas y químicas diferentes, es necesario aprender algo sobre la distribución de los electrones en los átomos.

La teoría de estas distribuciones se basa en gran medida en el estudio de la luz emitida o absorbida por los átomos. Luego veremos como se distribuyen los electrones y comprenderemos, por lo tanto, el ordenamiento de la tabla periódica y el enlace químico.

Cuando los átomos son excitados eléctrica o térmicamente y cesa esta excitación, emiten una radiación. Si esta es dispersada por  un prisma y detectada por una placa fotográfica, se revelan líneas o bandas. A los conjuntos de estas líneas se los denomina espectros de emisión atómica. Cada línea espectral corresponde a una cantidad de energía específica que se emite (Figura I.2 y I.3).
Figura I.2 Espectro del Hidrógeno
Figura I. 3: Estos espectros identifican diferentes elementos

Niels Bohr en 1913 supuso en base a estos espectros que la energía electrónica está cuantizada; es decir que los electrones se encuentran en órbitas discretas y que absorben o emiten energía cuando se mueven de una órbita a otra.  Cada órbita corresponde así  a un nivel de energía definido para cada electrón y caracterizado por un número (n) llamado número cuántico principal.  Cuando un electrón se mueve de un nivel de energía inferior a uno superior absorbe una cantidad de energía definida y cuando vuelve a caer a su nivel de energía original emite la misma cantidad de energía que absorbió. La energía de esa radiación está dada por :

                                E = h n

donde h es la constante de Planck cuyo valor es 6,63 x 10-27 ergxseg,  y n es la frecuencia de la radiación = c/l, c velocidad de la luz, l es la longitud de onda

Por lo tanto, E = h  c/ l

Figura I.4 Energía absorbida y emitida por el átomo

Al número n que designa un nivel energético se lo llama número cuántico principal.
El número máximo de electrones no puede ser superior a 2n2.
No todos los electrones que pertenecen a un mismo nivel poseen la misma energía.

  I.- 2.-Principios cuánticos

Los corpúsculos de masa muy exigua como los electrones, no siguen las leyes de la dinámica newtoniana, ni tampoco las leyes de la electrodinámica clásica que explica las interacciones de las cargas en movimiento. Se precisan nuevos principios, los de la mecánica cuántica.

El primer principio de la misma es que no puede encontrarse un electrón entre dos niveles energéticos, es decir, no existe ningún electrón cuya energía sea intermedia entre dos niveles de energía.

Estos niveles de energía se enumeran dando al más cercano al núcleo el número 1, al inmediato superior el número 2, al nivel siguiente el número 3. Al número n que designa un nivel energético se lo llama número cuántico principal, y puede tomar cualquier valor entero y positivo.

El segundo principio exige que el número máximo de electrones en un nivel (población electrónica) no puede ser superior a 2n2.

Así para el nivel n=1, podrá tener como máximo 2 electrones, el nivel n=2 tendrá 8. Calcule cuántos electrones se encontrarán como máximo en los niveles energéticos n=3, 4 y 5.

Viendo los espectros de emisión de elementos con más de un electrón se ve que cada nivel energético se compone de varios subniveles íntimamente agrupados, es decir, no todos los electrones que pertenecen a una mismo nivel poseen la misma energía.

El número de subniveles de un nivel energético es igual al número cuántico principal de este. Tales subniveles se designan de diferentes maneras: el subnivel de menor energía de cada capa se simboliza con la letra s y los sucesivos, cada vez de mayor energía con las letras p, d y f. Los subniveles s, p, d y f pueden contener como máximo 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente.

Figura I. 5: Niveles de energía del hidrógeno. Las líneas espectrales corresponden a la energía liberada al descender los electrones de un nivel de energía superior a uno inferior.
Figura I. 6: Energías relativas de niveles y subniveles. Cada cuadrado, que en esta figura representa un subnivel, puede contener como máximo 2 electrones, quedando 2 electrones para los subniveles s, 6 para los p, 10 para los d. Los subniveles s tienen menor energía que los d del nivel anterior (4s tiene menor energía que 3d), una vez completado el nivel se invierten los subniveles quedando con menor energía el subnivel d.
Nótese que completado el subnivel 3p el siguiente electrón se ubicará en el 4s en lugar del 3d, por poseer menor energía. A medida que los átomos se van haciendo más complejos el número de entrecruzamientos aumenta. Al igual que es limitado el número de electrones que admite un nivel principal, lo es también el que contiene los subniveles. Como vemos en el diagrama el subnivel s admite sólo hasta 2 electrones, el p admite 6, el d admite 10 y el f admite 14.
La distribución electrónica que describimos para cada átomo se denomina configuración electrónica del estado fundamental. Esto corresponde al átomo aislado en su estado de menor energía o no excitado.
Veremos la configuración electrónica en el estado fundamental del átomo de sodio, Z=11. Los electrones se van ubicando en el subnivel energético de menor energía disponible; una vez completado cada subnivel comienza a llenarse el inmediato superior; la flecha representa un electrón y los números indican el orden de llenado.

La configuración electrónica se describe mediante la notación que se indica en la figura de la derecha

En el ejemplo anterior, la configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s1

esto es 2 electrones en el subnivel 1s, 2 en el subnivel 2s, 6 electrones en el subnivel 2p y 1 electrón en el subnivel 3s.

   I.- 3.- Iones

Las estructuras cargadas positivamente o negativamente se denominan iones:

- Con carga positiva: cationes.
- Con carga negativa: aniones.

Cuando dos o más átomos se acerquen serán los electrones los que interaccionan debido a que forman la corteza del átomo; de ese modo, puede ocurrir que los electrones sean transferidos de un átomo a otro (como discutiremos más adelante).

Si un átomo neutro capta uno o más electrones, éstos no podrán ser neutralizados por la carga del núcleo, por lo que la estructura adquirirá carga negativa, transformándose en un anión.

Si un átomo neutro cede uno o más electrones, prevalecerá la carga nuclear y la estructura adquirirá carga positiva, transformándose en un catión.

  Mecánica cuántica
Actualmente, el átomo es descripto mediante un modelo matemático, que por medio de la denominada ecuación de onda de Schrödinger incorpora las propiedades ondulatorias del electrón. Esta ecuación llega a una serie de soluciones que describen los estados de energía permitidos del electrón. Estas soluciones se denominan función de onda, y se las suele simbolizar por la letra psi (y ).
Las energías permitidas son las mismas que surgen del modelo de Bohr, aunque en este último, se supone que el electrón está en una órbita circular alrededor del núcleo con radio definido. En el modelo de la mecánica cuántica, no es tan sencillo describir la ubicación del electrón, más bien se habla de la probabilidad de que el electrón se encuentra en determinada región del espacio en un instante dado. El cuadrado de la función de onda, y2, en un punto dado del espacio, representa la probabilidad de que el electrón se encuentra en esa ubicación. Por esta razón, y2 se denomina densidad de probabilidad.
Otra forma de expresar la probabilidad es la densidad electrónica; las regiones de probabilidad elevada de encontrar al electrón son regiones de densidad electrónica alta.

II.- MASA ATOMICA

Existen tres formas de expresar la masa atómica, y ellas son:

Masa atómica relativa o simplemente masa atómica (M.A.R. o M.A.) que es un número adimensional que expresa cuántas veces mayor es la masa de un átomo que la uma. Así, si un átomo posee una M.A. de 30, indica que ese átomo tiene una masa 2,5 veces mayor que la del átomo de 12C. Estos valores se obtienen como promedio de las masas de los isótopos componentes.

Masa atómica-gramo o masa del átomogramo o sencillamente átomogramo: es la masa de un mol de átomos. El mol es la unidad fundamental del Sistema Internacional de cantidad de materia, y se refiere a la cantidad de materia contenida en el número de Avogadro de partículas (iones, moléculas, electrones, etc., en este caso se refiere a átomos). El número de Avogadro es: 6,023 x 1023 .

Es conveniente hacer algunas reflexiones sobre las ¨asombrosas¨ potencias de base 10, utilizando algunos ejemplos:

- El área de América del Sur es 1,8 x 107 Km2 .
Ø La distancia de la Tierra a la Luna expresada en metros tiene una potencia solamente de 8. Más exactamente su valor es de 3,8 x 108 m.
- Calcule los segundos que han transcurrido desde el nacimiento de Cristo hasta el momento actual y expréselo en notación científica. Con toda seguridad se sorprenderá del valor obtenido. Repita el mismo cálculo a partir de 2.000 años A.C.
- El sistema solar existe como tal hace cerca de 1,5 x 105 terasegundos o 1,5 x 1017 segundos. Calcule a cuántos años corresponden.

Ahora estamos en condiciones de comprender, o al menos intentar comprender, la magnitud del número de Avogadro. La masa de un átomogramo se obtiene simplemente añadiendo la unidad "gramo" a la M.A.

Masa atómica absoluta: es la masa real de un átomo, y se obtiene simplemente añadiendo la unidad "uma" a la M.A. Como la uma es una unidad de masa, puede calcularse su equivalencia con cualquier otra unidad de masa.
Calculemos su equivalencia en gramos:

Vimos anteriormente que la M.A. 12C = 12, de donde podemos concluir que la masa de un átomo-gramo será de 12 g, y podremos efectuar el siguiente planteo:

6,023 x 1023 átomos C ........................12 g
1 átomo C ............................................ x


Introduciendo este valor en la definición de la uma:

1 uma = 1/12 masa del átomo de C12

Resumiremos estas unidades utilizando como ejemplo al Zn, cuya M.A extraída de la tabla periódica es 65,4 (recordemos que este valor puede ser fraccionario, a diferencia del número másico, debido a que la M.A. se obtiene como promedio de los isótopos naturales de los átomos que constituyen a dicho elemento).

 

Valor

Se refiere a:

MA

65,4

1 átomo

MAA

65,4 umas= 1,09 x 10 22

1 átomo

MAG  o

masa del átomo-gramo

65,4 gs.

1 mol de átomos=

6,023 x 10 23 átomos

Ejercicios resueltos:

1.- ¿Cuántos átomos de N hay en 2,8 g del mismo?


M.A.: 14 Masa del átomogramo: 14 g

14 g de N ......................... 6,023 x 1023 átomos

2,8 g de N......................... x = 1,20 x 1023 átomos


2.- ¿Cuál es la masa, expresada en g y en uma de 3,5 x 1020 átomos de N?

a) Basándonos en la M. A. Absoluta:

1 átomo N ........................... 14 uma
3,5 x 1020 átomos N ............ x = 4,9 x 1021 uma

1 uma ......................... 1,66 x 10 -24 g
4,9 x 1021 uma ............ x = 8,13 x 10 -3 g


b) Basándonos en la masa atómica-gramo:

6,023 x 1023 átomos N .............. 14 g
3,5 x 1020 átomos N ................. x = 8,13 x 10 -3 g

1,66 x 10 -24 g ................ 1 uma
8,13 x 10 -3g ................... x = 4,0 x 1021 u

3.- ¿Cuántos átomogramos de N se encuentran presentes en 5,6 mg de N?

14 g de N ....................... 1 átomogramo N

5,6 x 10 - 3 g de N .......... x = 4 x 10-2 átomogramos de N

III.- TABLA PERIÓDICA

Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. Esta "ley" es un postulado amplio que todavía tiene mucha utilidad como base para las generalizaciones y comparaciones del comportamiento químico. Los químicos de todo el mundo concuerdan en que la Ley Periódica expresa relaciones bien caracterizadas de las propiedades químicas y de las estructuras de los átomos.

III.- 1.- Tabla Periódica moderna

Las tablas periódicas modernas se basan en la distribución electrónica, que es la que determina las propiedades físicas y químicas de los elementos.
Los rasgos fundamentales son el ordenamiento de los elementos de acuerdo a su número atómico creciente y el hecho de que los de propiedades similares se hallen unos debajo de otros en columnas verticales.

A las secuencias verticales se las denomina grupos, y en ellos se ubica a los elementos de configuración electrónica similar. Tradicionalmente se designan con números romanos del I al VIII y letras A o B, aunque la IUPAC (Unión internacional de química teórica y aplicada) en 1989 estableció el uso de números arábigos del 1 al 18 y no llevan letra. A lo largo del texto se indicará la nomenclatura moderna entre paréntesis.
Las secuencias horizontales se denominan períodos y se numeran empezando por arriba. En cada período se ubican los elementos cuyos átomos poseen tantos niveles energéticos ocupados como número del período. Así, el elemento de Z=3 tendrá 3e- distribuidos: 1s2 2s1 tiene 2 niveles ocupados (el primero completo y el segundo no) por lo tanto se encontrará en el período 2.


La tabla periódica presenta 3 zonas las cuales están divididas por medio de trazos más gruesos: metales, no metales y gases nobles (Figura I.7). Si bien la clasificación no es estricta, los elementos que se encuentran a la izquierda de la tabla presentan características de metales: son buenos conductores del calor y de la electricidad, son generalmente sólidos a temperatura ambiente, etc. Estas propiedades derivan de la labilidad electrónica, lo que determina su tendencia a formar cationes. Los elementos situados en la parte superior derecha de la tabla son no metales con propiedades opuestas a los elementos anteriores. El hidrógeno, posee una ubicación incierta, ya que por algunas de sus propiedades debería incluirse con los no metales, pero por su configuración electrónica y la capacidad de originar iones +1, también podría ubicárselo a la izquierda de la tabla. La tercera zona corresponde a la última columna de la tabla: los gases nobles. Estos elementos se consideran un grupo aparte por ser elementos que presentan una estabilidad especial y que no suelen combinarse con otros.

Figura I.7 Tabla Periódica de los Elementos

Por otro lado, de acuerdo a su configuración  electrónica,  la tabla presenta 3 tipos de elementos (Figura I.8):

Por otro lado, de acuerdo a su configuración electrónica, la tabla presenta 3 tipos de elementos (Figura I.8):

1) Los elementos representativos que están ubicados en los grupos designados con la letra A. El concepto de elemento representativo está relacionado con la adición progresiva de electrones a los subniveles s y p del último nivel de los átomos. En cada grupo se ubican los elementos cuyos átomos poseen en el último nivel igual número de electrones que número de grupo; así, un elemento del grupo VA (15) tendrá 5e- externos. Algunos grupos reciben denominación especial, así el IA(1), se llama grupo de los alcalinos, el IIA(2) , de los alcalino-térreos, el VIIA (17), de los halógenos, y el VIIIA(18), de los gases nobles.

2) La sección media de la Tabla comprende los elementos que interrumpen la serie de representativos. La primera interrupción es causada por 10 elementos y ocurre en el cuarto período entre los Grupos 2 y 3, es decir, entre el Calcio y el Galio. También hay 10 elementos que constituyen la transición entre los Grupos 2 y 3 , a partir del cuarto período. A estos grupos de elementos se les llama elementos de transición (T). En comparación con los representativos, la progresión de propiedades químicas de los elementos de transición es menos notoria. Por lo tanto, se puede decir que los elementos de transición constituyen, desde el punto de vista químico, un grupo mucho más homogéneo que el de los representativos. El concepto de "elementos de transición" está relacionado con la adición progresiva de electrones a los subniveles d de la anteúltima órbita de los átomos.


3) La sección inferior de la Tabla comprende los elementos que interrumpen la serie de elementos de transición. El mayor escollo acerca de estos elementos radicaba en que al ser muy similares, resultó difícil caracterizarlos, separarlos y determinar cuántos eran, es decir, hubo necesidad de asegurarse de que algunos de estos "elementos" no fueran mezclas de otros. A esta serie se le dio el nombre de elementos de tierras raras o lantánidos (la palabra "tierras" se usó como sustituto de óxidos). Mucho después se supo que los quince elementos que siguen al radio en el séptimo período constituyen una serie análoga y sus miembros recibieron el nombre de tierras raras pesadas o actinoides. En conjunto, las dos series se denominan elementos de transición interna. El concepto de "elementos de transición interna" está relacionado con la adición progresiva de electrones en los subniveles f del antepenúltimo nivel ocupado de los átomos. Se considera que los actinoides son una interrupción de los elementos de transición del período siete.


El concepto de elemento representativo está relacionado con la adición progresiva de electrones a los subniveles s y p del último nivel de los átomos.

El concepto de "elementos de transición" está relacionado con la adición progresiva de electrones a los subniveles d de la anteúltima órbita de los átomos.

El concepto de "elementos de transición interna" está relacionado con la adición progresiva de electrones en los subniveles f del anteúltimo nivel ocupado de los átomos.

Figura I. 8: Elementos Representativos, de Transición y de Transición Interna

III.- 2.- Propiedades Periódicas

  III.- 2- a) Radio atómico

Con frecuencia se piensa que los átomos son objetos esféricos con límites bien definidos. Sin embargo, una conclusión obtenida de la mecánica cuántica, es que el átomo no tiene límites definidos que determinen su tamaño. La distribución de la densidad electrónica disminuye lentamente al aumentar la distancia al núcleo, aproximándose a cero a grandes distancias.
El radio atómico es difícil de definir para un átomo aislado, sin embargo, en el caso de que dos átomos se unan entre sí, como Cl2 o Br2 , puede definirse el radio atómico como el radio de una esfera que tiene la longitud de enlace cuando las esferas se tocan entre sí.

Los métodos de medida del mismo son indirectos y no nos detendremos en ellos pero es importante ver la periodicidad de estos. Pueden deducirse algunas tendencias de la variación del tamaño atómico en la tabla periódica:

a) Si se desciende en un grupo, el radio atómico tiende a aumentar.
b) Al desplazarse de derecha a izquierda en un período el radio tiende a aumentar.

Estas reglas son el resultado de dos factores: el número cuántico principal del nivel más externo y la carga nuclear efectiva que actúa sobre sus electrones. Al aumentar el primero de los factores y disminuir el segundo, el radio atómico será mayor. La carga nuclear efectiva experimentada por un electrón en un nivel de energía externo es menor que la carga nuclear. Esto se debe a que los electrones que ocupan los niveles de energía internos apantallan o escudan al núcleo de los electrones más externos, produciendo una disminución de la carga nuclear real y por tanto la fuerza de atracción.
Descendiendo en un grupo, se produce el aumento del radio atómico debido a que aumenta el número de niveles ocupados y simultáneamente disminuye la carga nuclear efectiva por aumento del efecto de apantallamiento. Moviéndonos de izquierda a derecha en un período, se produce una disminución del radio atómico ya que por cada lugar que se avanza aumenta en uno el número de protones y de electrones, los cuales se ubican en el mismo nivel, produciendo que las fuerzas de atracción aumenten por aumento de la carga nuclear efectiva, comprimiendo al átomo.
Una conclusión obtenida de la mecánica cuántica, es que el átomo no tiene límites definidos que determinen su tamaño.
Los radios atómicos se miden en Amstrongs

Radio iónico: El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, el número de electrones que tiene y de los subniveles en que se encuentran los electrones. Muchos metales reaccionan con otros elementos perdiendo electrones para formar cationes. Así, cada uno de los elementos del grupo IA(1), posee un electrón en el último nivel, que es el que ceden cuando interaccionan con otro elemento consiguiendo la configuración de gas noble. Un átomo de Li posee 3 protones, 3 electrones, con su electrón más externo en el subnivel 2s ( 1s2 2s1); el ión Li+, contiene 3 protones y solo 2 electrones, ambos en el subnivel 1s ( 1s2), lo que determina que el ión Li+ sea mucho más pequeño que el átomo de Li (Figura I.9)

Los cationes son más pequeños que los átomos de los que provienen.
Los aniones son más grandes que los átomos de los que provienen.

De igual forma los iones sodio (Na+), potasio (K+), rubidio (Rb+), son considerablemente más pequeños que los átomos de los que derivan. La formación de un catión no solamente vacía los subniveles que se extienden en el espacio sino que disminuyen la repulsión entre electrones (Figura I.9). En consecuencia, los cationes son más pequeños que los átomos de los que provienen.

Ahora consideremos los elementos del grupo VII A (17) cuya configuración electrónica externa es ns2 np5 . Estos elementos, captan un electrón para conseguir la configuración de gas noble originando un anión de carga -1. Estos ocho electrones, se repelen entre sí más fuertemente que los siete originales, produciendo la expansión de la nube electrónica. El ión F- es mucho más voluminoso que el átomo de F (Figura I.9) .

Un razonamiento similar indica que el ión cloro (Cl-), bromo (Br-) y iodo (I-) son mayores que los átomos de los que derivan (Figura I.9). En consecuencia, los aniones son más grandes que los átomos de los que provienen.

El efecto de la carga nuclear sobre los radios iónicos se puede apreciar en la variación del radio en una serie isoelectrónica de iones, es decir, que poseen el mismo número de electrones. Observe las posiciones en la tabla periódica del O al Al y compare los tamaños que tendrán sus iones isoelectrónicos. Deduzca una generalización.

Figura I. 9: Tamaños relativos de los aniones y cationes con sus respectivos átomos neutros. Nótese que los cationes son más pequeños que los átomos de los cuales provienen, y los aniones son más grandes que los mismos.
  III.- 2.- b) Energía de Ionización


Llamada también potencial de ionización. Es la cantidad mínima de energía que se necesita para arrancar un electrón de un átomo aislado en su estado fundamental, formando un ión con carga positiva.
El proceso puede representarse como:

Li+ + 1 e-  ®  Li + 520 kJ/mo

La figura I.10 muestra los valores de la energía de ionización de los elementos. En cada período (por ejemplo, en el que va del litio al neón) se aprecia, con algunas excepciones, un aumento relativamente constante de izquierda a derecha.

Dos factores, cuando menos, influyen en ello: en primer lugar, la carga nuclear crece (Z es mayor) hacia la derecha del período, hecho que por sí sólo hace prever un aumento del potencial de ionización en el mismo sentido; en segundo lugar, el tamaño de los átomos decrece del litio al neón, circunstancia que, también por sí sola, debe determinar un aumento de dicho potencial, ya que cuanto más cerca se halle un electrón de un núcleo, más difícil será separarlo de él.
Un nivel de ocho electrones, un octeto, como suele llamarse, resulta una agrupación particularmente difícil de romper. En especial, se requiere mucha energía para arrancar un electrón de un átomo cuyo nivel exterior contenga ocho electrones, por lo que átomos tales como los de neón poseen un elevado potencial de ionización. Como regla general, basta recordar que los elementos de alto potencial de ionización están a la derecha en la tabla periódica, mientras que los de bajo potencial se hallan a la izquierda.
Pasemos ahora a estudiar la variación del potencial dentro de un mismo grupo. En el caso de los alcalinos y los gases nobles, se observa una disminución progresiva de arriba hacia abajo, hecho fácil de predecir a partir tan sólo del aumento del tamaño atómico. El átomo de helio es sumamente pequeño, por lo cual el electrón que ha de arrancarse está muy cerca del núcleo; se encuentra, pues, mucho más firmemente unido a él que en el átomo de neón, en el que se halla situado bastante más lejos.

En cuanto al aumento de la carga nuclear, queda prácticamente compensado por el efecto de pantalla de los electrones interpuestos.

Al estudiar la química de los elementos es preciso a veces referirse a una segunda ionización e incluso a ionizaciones en mayor grado debidas a la separación de dos o más electrones. En todos los casos, tales ionizaciones subsiguientes exigen grandes cantidades adicionales de energía por electrón. Más aún, cuando la ionización implica la ruptura de una configuración de gas noble, se observa que hace falta un gran aumento supletorio de energía. He aquí, como ilustración de este fenómeno, los potenciales sucesivos de ionización del berilio (Z = 4): 9,32; 18,21; 153,85 y 217,66 eV, que son las energías necesarias para separar, respectivamente, el primero, el segundo, el tercero y el cuarto electrón.

   III.- 2.- c) Afinidad electrónica

Es la cantidad de energía puesta en juego cuando se añade un electrón a un átomo aislado y en estado fundamental.

Este proceso puede representarse como:

Be + 1 e- + 241kJ/mol     ®         Be-
Cl + 1 e-     
®       Cl-  + 348 kJ/mol

Es lógico esperar que los elementos del grupo VII tengan gran afinidad electrónica puesto que la adición de un solo electrón a un átomo lleva a la formación de un octeto estable. La disminución de la afinidad desde el cloro al yodo no debe sorprendernos, ya que el tamaño atómico aumenta en este sentido: en el yodo el electrón ha de añadirse a la quinta capa, que está mucho más alejada del núcleo; por consiguiente, dicho electrón quedará menos sólidamente unido a él que en los restantes elementos del mismo grupo. Ambos datos, afinidad electrónica y potencial de ionización, pueden combinarse para predecir qué átomos son capaces de arrancar electrones a otros.

  III.- 2.- d) Electronegatividad

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer electrones en una unión química.


Es claro que esta tendencia está relacionada con las dos cantidades definidas anteriormente (energía de ionización y afinidad electrónica), sin embargo, dado que es una tendencia relativa, puede calcularse de diferentes modos dando lugar a diferentes escalas. La escala más frecuentemente utilizada es la de Pauling. En cualquier escala la electronegatividad irá incrementándose hacia la derecha y hacia arriba de la tabla periódica.
Es importante comprender las diferencias entre la electronegatividad que indica sólo una tendencia y cuando un átomo está unido, de las propiedades definidas anteriormente que se refieren a energías y a átomos aislados. En el tema de enlace químico se volverá sobre el concepto de electronegatividad. La propiedad antagónica a la electronegatividad se denomina electropositividad y es tomada como representativa de la propiedad denominada carácter metálico (en realidad, el carácter metálico incluye otras características como son: conductividad de la corriente eléctrica, conductividad térmica, etc.); debido a ello, el carácter metálico formalmente aumenta hacia abajo y hacia la izquierda en la tabla periódica .

Estructura atómica
Núcleo atómico:
Número atómico. Número másico. Símbolo nuclear. Isótopo
Corteza Electrónica:
Principios cuánticos. Iones
Masa atómica
Tabla Periódica:
Propiedades Periódicas
Radio atómico. Energía de Ionización.
Afinidad electrónica. Electronegatividad
PROBLEMAS  CAPITULO I             EJERCICIOS INTERACTIVOS