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Ingeniería Metalúrgica y Materiales |
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Los átomos son la unidad básica estructural de todos los materiales de ingeniería. Los átomos constan principalmente de tres partículas subatómicas básicas, protones neutrones y electrones. El modelo común consta de un pequeño núcleo de alrededor de 10-14 m de diámetro rodeado de una nube de electrones relativamente poco dispersa y de densidad variable de modo que el diámetro del átomo es del orden de 10-10 m. El Núcleo aglutina casi toda la masa del átomo y contiene protones y neutrones, el protón tiene una masa de 1.673*10-24g, y una carga unitaria de 1.602*10-19C. El neutrón el ligeramente más pesado que el protón con una masa de 1.675*10-24 g, pero no tiene carga. El electrón tiene una masa relativamente pequeña de 9.79*10-28 g. (1/1836 veces la del protón) y una carga de –1.602*10-19 C. (igual en carga pero de signo opuesto a la del protón. La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa un pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.
Número Atómico
El número atómico de un átomo, indica el número de protones (partículas cargadas positivamente) que están en su núcleo, y en un átomo neutro, el número atómico es también igual al número de electrones. Cada elemento tiene su propio número atómico característico y, de este modo, el número atómico define el elemento. Los números atómicos, desde el Hidrógeno, que tiene por número atómico (1) hasta el Hahnio que tiene como número atómico 105 están localizados en la parte superior de los símbolos de los elementos de la tabla periódica.
Masa atómica
La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02*1023 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los elementos de la tabla periódica desde el 1 hasta el 105 esta situada en la parte inferior de los símbolos de dichos elementos. El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas. Una unidad de masa atómica (u.m.a), se define exactamente como 1/12 de la mas de un átomo de carbono que tiene una masa 12 u.m.a. una masa atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de 12 g en esta escala. Un mol de gramo (abreviado, mol) de un elemento se define como el numero en gramos de ese elemento igual al número que expresa su masa relativa molar. Así, por ejemplo, un mol gramo de aluminio tiene una masa de 26.98 g y contiene 6.023*1023 átomos.
Átomo de Hidrógeno
El átomo de hidrógeno es el átomo más sencillo y consta de un electrón circundando a un núcleo de un protón, este electrón solo puede tener movimiento en órbitas definidas (niveles energéticos). La razón e los valores restringidos de energía es que los electrones cumplen las leyes de la mecánica cuántica que solo permite ciertos valores de energía y no solo valores arbitrarios. De este modo, si el electrón del átomo de hidrógeno es excitado a una órbita (nivel energético superior) se absorbe una cantidad discreta de energía. Simultáneamente, si el electrón cae a una órbita (nivel energético) más bajo se emite una cantidad discreta de energía. Durante la transición a una órbita de más baja energía, el electrón del hidrógeno emitirá una cantidad discreta (cuanto) de energía en forma de radiación electromagnética llamada fotón. La variación de energía (D E) asociada con el cambio de posición de electrón de un nivel a otro, está asociada con la frecuencia (u ) del fotón, por la ecuación de Planck:
D E = h*u
Donde h es la constante de Planck = 6.33*10-34J*s. Para la radiación electromagnética, c = l *n, donde c es la velocidad de la luz igual a 3*108m/s. y l, su longitud de onda, pudiendo ser el cambio de energía asociado con su fotón como:
la verificación experimental de las energías asociadas con electrones que son excitados a niveles de energía discreta superior o la perdida de energía y posterior caída a niveles de energía más bajo se obtiene principalmente por los análisis de la longitudes de ondas e intensidades de líneas espectrales. Utilizando los datos del espectro de hidrógeno, Niels Bohr, en 1913 desarrolló un modelo para el átomo de hidrógeno, que consistía en un electrón sencillo girando alrededor de un protón con radio fijo. Una buena aproximación de la energía del electrón en el átomo de hidrógeno para un nivel energético determinado viene dada por la ecuación de Bohr:
n= 1,2,3,,,,
e= carga del electrón
m= masa del electrón
n= número cuántico principal
En la teoría atómica moderna, la n de la ecuación de Bohr, se designa como número cuántico principal y representa los niveles energético principales para los electrones en átomos. A partir de ecuación de Bohr en nivel de energía de electrón del hidrógeno en su estado fundamental es –13.6 eV y corresponde a la línea donde n = 1 en e diagrama de los niveles energéticos del hidrógeno. Cuando el electrón del electrón es excitado a niveles energéticos superiores, su energía aumenta pero su valor numérico es menor. Por ejemplo, cuando el electrón del hidrógeno es excitado al segundo nivel cuántico principal, su energía es –3.24 eV., y si el electrón es excitado hasta el estado libre, donde n=¥, el electrón tendrá energía nula. La energía requerida para hacer que electrón abandone el átomo de hidrógeno es de 13.6 eV., que es la energía de ionización del electrón de hidrógeno. El movimiento de los electrones en los átomos es más complicado que el modelo atómico de Bohr sencillo. Los electrones pueden tener órbitas no circulares (elípticas) en torno al núcleo, y de acuerdo con el principio de incertidumbre de Heisenberg, la posición y el momento (masa * velocidad) de una partícula pequeña como es el electrón no pueden ser determinados simultáneamente, debido a que cuando se puede medir su posición es debido a que se a afectado el impulso y por tanto la condición de "partícula libre" del electrón. Así la posición exacta del electrón no puede ser determinada debido a que el electrón es una partícula muy pequeña y esto trae como consecuencia que se utilice frecuentemente una distribución de la densidad de la nube de la carga electrónica para representar la posición del electrón el átomo en su movimiento orbital alrededor del núcleo, la mayor densidad de la carga se encuentra en un radio de 5*10-11 nm., que corresponde al radio de Bohr en el átomo de hidrógeno.
MODELOS ATÓMICOS
Una vez probada la existencia de protones y electrones en los átomos, surgió el primer modelo atómico propuesto por Thomson, quien postuló que el átomo esta compuesto por una esfera de electricidad positiva con distribución uniforme de cargas negativas dentro de ella, es decir, una unidad simétrica neutra, donde casi toda la masa esta asociada por la electricidad positiva. Este modelo no ofreció explicaciones satisfactorias a ciertos hechos experimentales especialmente a los realizados por Rutherford, quien estudió el comportamiento de los rayos alfa cuando incidían sobre una lámina delgada de oro; al disparar el haz de partículas alfa sobre esta lámina no se debía presentar desviación de su trayectoria y con base en esto Rutherford estableció un nuevo modelo atómico, donde se señalaron los siguientes aspectos:
Este modelo, sin embargo, presentó una serie de problemas debido a que los electrones no podían permanecer estacionarios a cierta distancia del núcleo, pues se precipitarían sobre él debido a las fuerzas electrostáticas. Tampoco podrían considerarse moviéndose en órbitas alrededor del núcleo debido a que estos son considerados partículas cargadas eléctricamente que irradian energía en forma de ondas generando un arco iris de colores hasta finalmente caer en el núcleo debido a la pérdida de energía, como podemos ver éste modelo predice incorrectamente un espectro continuo y la distribución del átomo. La estabilidad de los átomos y la emisión de la energía solo en determinadas frecuencias cuando son excitados (según la ecuación de Plank, efecto fotoeléctrico), llevan a la conclusión de que los átomos no obedecen las leyes de la física clásica y fue hasta 1913 cuando Niels Bohr con base en la cuantización de la energía y el átomo nuclear de Rutherford propuso un nuevo modelo atómico tomando como base el átomo de Hidrógeno cuyo postulado se explico anteriormente.
La naturaleza ondulatoria de los electrones fue mostrada gracias al efecto fotoeléctrico, a los principios de cuantización, incertidumbre y dualidad onda partícula y gracias a éstos fue que se pudo en 1926 por Erwing Schrodinger desarrollar una ecuación que relaciona la energía de un sistema con sus propiedades ondulatorias, esta ecuación en sus principios es similar a la que se emplea para describir ondas ondulatorias,
donde j es una función de onda de las coordenadas del sistema que describe al electrón en una región dada, h es la constante de Plank, m la masa del electrón, E la energía total de las partículas y V la Energía Potencial. Esta relación nos brinda información sobre la probabilidad de encontrar una partícula en un lugar del espacio y su tratamiento matemático nos permite encontrar soluciones en función de X, Y y Z queda origen a los números cuánticos orbitales. Se logró establecer que el valor de esta función j 2 (X1, Y1, Z1) es probabilidad de encontrar el electrón en el punto (X1, Y1, Z1), considerándose el electrón como una nube difusa y no como una partícula. El sitio del átomo donde es más probable encontrar un electrón recibe el nombre de orbital y se considera que el electrón pasa más del 90% en éste. Esta ecuación solo se puede resolver exactamente para el sistema de un protón y un electrón. Esta ecuación permite llegar a la cuantización en la cual se permiten ciertos orbitales y energías y los orbitales permitidos están especificados por los números cuánticos.
NÚMEROS CUÁNTICOS DE ELECTRONES DE ÁTOMOS
La moderna teoría establece que el movimiento del electrón en torno a su núcleo y su energía y esta caracterizado no sólo por un número cuántico principal sino por cuatro números cuánticos: principal n, secundario l, magnético ml, y de spin ms.
El primero llamado número cuántico principal n, determina el tamaño del orbital y la energía del electrón en el átomo. Define una capa o nivel del átomo y asume valores de 1, 2, 3, 4..........¥ . Cuanto mayor sea el valor de n, más se aleja la corteza del núcleo y por consiguiente cuanto mayor es el número cuántico principal de un electrón, más lejano esta el electrón (sobre una base de tiempo medio) del núcleo. También en general, cuanto mayor es el número cuántico principal de un electrón, mayor es su energía.
El segundo llamado número cuántico l, llamado número cuántico de momento angular define el lugar donde el electrón se mueve. Para un valor dado de n, l puede tomar valores de 0 hasta n-1. Este número cuántico específica los subniveles de energía dentro de los límites de los niveles principales, y también específica una subcapa donde la probabilidad de encontrar un electrón es alta si ese nivel energético esta ocupado.
Las letras s, p, d, f se utilizan para designar a los subniveles energéticos l como sigue:
Número de designación l = |
0 |
1 |
2 |
3 |
Letra de designación l = |
s |
p |
d |
f |
Los subniveles energéticos s, p, d, f de un electrón son términos orbitales.
El término orbital también se refiere a una subcapa de un átomo donde la densidad de un electrón particular o de un par de electrones es alta. Así, podemos hablar de una subcapa s o p de un átomo.
El tercer llamado número cuántico magnético ml , define la orientación del campo magnético originado por el movimiento del electrón dentro del orbital y provee las orientaciones posibles, esto es, el número de orbitales de cada tipo. Cada valor de l da origen a valores de 2l +1 valores de ml es decir, 2l +1 diferentes orientaciones o clases de orbitales con el mismo n y l.
A diferencia de los tres números cuánticos anteriores, el cuarto número cuántico de giro ms no esta involucrado desde la ecuación de Schrodinger y fue postulado gracias a experimentación espectroscópica llevada a cabo por Uhlenbeck y Goudsmit; quienes determinaron que el número ms especifica la dirección de giro en el espacio que tiene el electrón sobre su propio eje y que puede tomar valores de - ½ ó ½ .
El número cuántico de spin tiene un efecto menor en la energía del electrón. Se debe indicar que dos electrones pueden ocupar el mismo orbital, y si eso ocurre, deben tener los spines opuestos.
LA TABLA PERIÓDICA
La idea básica de la Tabla es que las propiedades químicas de los elementos son propiedades periódicas o recurrentes y cuando éstos se disponen de manera adecuada se pueden predecir con un buen grado de exactitud el comportamiento químico de cualquier elemento. Mendeleiv ordenó los elementos con base en su peso atómico creciente, empezando por el más ligero, en periodos de longitud apropiada. Cuando se hace esta ordenación todos los elementos que caen en una columna vertical tienen propiedades químicas muy similares. Predijo que con el tiempo se descubrirían ciertos elementos adicionales e intentó adelantar los pesos atómicos y las propiedades de tres de ellos en detalle. Antes de que transcurrieran 25 años se descubrieron éstos elementos y sus propiedades resultaron ser las anticipadas.
Su tabla se utilizó durante muchos años pero se presentaban ciertas anomalías consistentes en que los elementos con peso mayor debían colocarse antes que otros de menor peso, para que coincidieran sus propiedades. Estas discrepancias indicaron que debía haber otra propiedad más determinante que los pesos atómicos y le correspondió a Moseley descubrirla. Moseley que al incidir una corriente de electrones de alta energía en un metal se producían radiaciones en la región de los rayos X. El estudio de éstos espectros reveló que las frecuencias de las líneas eran características del elemento usado. Moseley midió estas frecuencias características y halló una relación lineal entre y el número atómico Z del elemento, este número atómico era el número de protones en el núcleo. A raíz de los experimentos de Moseley, los elementos se ordenaron en la tabla periódica con base en sus números atómicos en vez de sus pesos atómicos, resolviéndose así completamente las anomalías existentes hasta entonces.
Existe una relación entre la configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la tabla. Al escribir esta configuración se nota que los elementos que pertenecen al mismo grupo tienen la misma configuración electrónica externa, estos electrones externos o de último nivel son los electrones de valencia, responsables de las reacciones químicas. Cada período indica la iniciación del llenado de un nivel energético y termina con aquellos elementos cuyos tres orbitales p del nivel principal más externo están llenos con 6 electrones: gases inertes. El primer período representa la ocupación del primer nivel energético n=1; el segundo periodo la ocupación n=2, y así sucesivamente; por tanto, un período se caracteriza por el número cuántico principal.
En la tabla se puede apreciar un bloque s y un bloque p constituyen los elementos representativos: son los que están llenando orbitales s y p y siguen tendencias generales. El número cuántico principal de sus electrones más externos o de valencia identifica el período al cual pertenecen. Se clasifican como de la familia A. Los elementos que están llenando orbitales d muestran propiedades similares debido a sus estructuras electrónicas semejantes y conforman el bloque d, son llamados elementos de transición y se clasifican como de la familia B; se caracterizan porque tienen los subniveles d internos, parcialmente llenos: el electrón añadido, al pasar de un elemento al siguiente, entra en un subnivel d interno; sus electrones de valencia pertenecen a las capas más externas y son los que emplean en las reacciones químicas. Los elementos de transición generalmente se designan mediante la notación (n-1)d1-9 ns2 aunque el subnivel s contenga uno o ningún electrón (como en el caso del paladio, Pd, con Z=46: [Kr] 4d105s0). Otro conjunto de elementos con propiedades semejantes son los del bloque f llamado de transición interna pertenecen a los periodos 6 y 7 y la serie de 14 elementos del periodo 6 se denominan serie lantánida, mientras que los del séptimo se denominan serie actínida. Estos elementos están llenando orbitales f y algunos tienen sus subniveles d parcialmente ocupados. Sus electrones de valencia pertenecen a sus tres capas más externas y están involucrados en su reactividad química.
Tabla Periódica y tamaño atómico
La distribución de electrones en los átomos esta determinado por una función de probabilidad, de tal manera que incluso a grandes distancias del núcleo puede haber una densidad electrónica. En consecuencia no es posible establecer con precisión cual es el tamaño de un átomo. Con todo, se han construido tablas de radio atómicos e ionicos utilizando las distancias observadas experimentalmente en los cristales. Sin olvidar que estas distancias no son completamente invariables, y solo pueden usarse como una guía. Se han ideado varias técnicas para determinar los tamaños atómicos y estos se derivan de la propiedad observada, la difracción electrónica, y de rayos X, proporcionan información sobre la configuración electrónica. Como los átomos nunca existen solos en sistemas químicos, si no que están acompañados por otros átomos, se podrían definir el radio atómico por la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos cuando las sustancias se encuentran en su forma más densa, es decir, en estado sólido, es evidente que el radio de un átomo o de un ion, depende del medio que lo rodea, esto es, de la naturaleza eléctrica de los átomos vecinos en las moléculas y de la distribución de los iones en los cristales. El átomo de carbono proporciona un ejemplo, pues se encuentra un valor cuando se combina consigo mismo, por ejemplo, en el diamante, donde la distancia C-C es 1.54 Angstroms y, por lo tanto, el radio es .077 Angstroms. Las dimensiones atómicas se han reportado hasta el momento en unidades Angstroms, donde 1 Angstroms es 10-3m.. así como la distancia del enlace Cl–Cl es de 1.98*1010m. A lo largo de un periodo el radio atómico no debería cambiar, de un modo general, puede decirse que este decrece; este decrecimiento se debe al hecho de que a medida que se corre un lugar a lo largo de un periodo, se incrementa la carga nuclear y el electrón añadido entra en el mismo nivel energético; es resultado es una mayor fuerza de atracción del núcleo y por tanto la disminución del radio si se considera un grupo, es radio atómico aumenta al aumentar el número atómico, debido ala adición de niveles cuánticos principales, aunque la carga nuclear aumente, los electrones de los niveles internos neutralizan parcialmente el campo nuclear; es decir, este efecto pantalla cancela parcialmente el aumento de carga, hay menor atracción por los electrones del ultimo nivel y el radio aumenta. En otros términos, el efecto pantalla hace que la carga efectiva del núcleo sea menor que la carga real.
Electronegatividad
Representa la fuerza relativa de un átomo para atraer electrones. Se dice que un elemento es electronegativo cuando sus interacciones químicas tienden más a adquirir electrones que a perderlos. Con base en este hecho se han diseñado escalas de electronegatividad una de ellas se extiende desde el Cesio hasta el Flúor, asignación hecha arbitrariamente por ser el flúor el átomo más electronegativo y el Cesio el menos. En general, la electronegativad aumenta de izquierda a derecha a través de cualquier periodo (al aumentar el número de electrones de valencia), y de abajo hacia arriba en cualquier grupo (con el decrecimiento de tamaño). El concepto de electronegatividad es útil, pues da la posibilidad de determinar el tipo de compuesto que se formará al interaccionar los átomos entre sí. Los elementos que tienen baja electronegativad cederán fácilmente sus electrones que serán ganados por aquellos átomos con alta electronegatividad, formándose enlaces con marcado carácter ionico. Por el contrario cuando se ponen en contacto átomos con electronegatividad similar hay compartimento de electrones lo que constituye un enlace con carácter covalente.
Apuntes de:
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alexander saavedra mambuscay