El método que utilizé para realizar mi lectura fue el de subrayado, el cual lo efectué por medio de colores.
DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS
A principios del siglo XX empezó a
estudiarse la disposición de los electrones, una de las propiedades de los
elementos ha venido siendo estudiada desde la invención del espectroscopio en
1859. En 1913 Bohr descubrió la manera
en que estaban relacionadas las estructuras de rayas del espectro. En la actualidad no se dispone aún de un
modelo físico preciso.
Los Espectros Atómicos
Espectros de emisión. Cuando un elemento absorbe energía de una
llama o de un arco eléctrico, emite energía radiante, ésta puede pertenecer al
intervalo de la luz visible. Al hacerla
pasar a través del prisma de un espectrógrafo, se forma una imagen denominada
espectro de emisión. Éstos son de dos
tipos: continuos y discontinuos.
Algunos elementos necesitan tan sólo ser
calentados en un mechero Bunsen para que emitan una luz de un cierto color,
algunos ejemplos: litio, sodio, potasio, calcio y estroncio. El método para comprobar si una sustancia se
encuentra en estos elementos, se debe disolver un poco de esta sustancia en
agua e introducir un arito de platino.
Si se evapora una gota de la disolución y se aplica la llama, ésta
adquirirá el color característico de los elementos.
El análisis preciso del color de una llama
puede efectuarse mediante un espectroscopio de prisma sencillo, el cual desvía
la trayectoria de cualquier rayo de luz y desvía los colores de manera
desigual. El espectro consiste en un
conjunto de rayas brillantes sobre un fondo oscuro, denominado espectro de
emisión de rayas brillantes.
El rubidio, cesio, talio, indio, galio y
escandio fueron descubiertos como resultado del examen espectrógrafo.
El Helio fue descubierto en el sol, en 1868
Pierre Janssen descubrió líneas en el espectro de la corona solar, J. N.
Lockyer sugirió que podían pertenecer a un elemento existente en el sol. En 1895 Sir William Ramsay descubrió que también
existía en la Tierra.
Los espectros y las energías de los
electrones. Los electrones que rodean el
núcleo se encuentran en condiciones normales, en posiciones que se denominan
Estados Normales. Al someter a
temperaturas elevadas o por bombardeos, éstos absorben energía y se trasladan a
lugares de mayor energía o estados excitados.
Las muestras del mismo elemento emiten radiación de la misma longitud de
onda, cualquier elemento emite siempre sólo ciertas longitudes de onda.
Los electrones dispuestos alrededor del
núcleo según niveles energéticos, definidos E1, que al ser excitados
migran a otros definidos E2.
Espectros de absorción. La mayoría de los sólidos emiten radiación de
todas las longitudes de onda visibles, ésta da un espectro de emisión
continuo. Los elementos y compuestos con
punto de fusión elevado se emplean como fuentes adecuadas de espectros
continuos, ejemplo, el tungsteno.
Al atravesar una radiación electromagnética
continua, quedan absorbidas ciertas longitudes de onda, estas son
características de las sustancias que absorben la radiación y la estructura de
estas rayas se denomina espectro de absorción.
El estudio del espectro de absorción de
los gases ha conducido al desarrollo de métodos para la identificación de
sustancias, tanto gaseosas como líquidas o sólidas.
Energía de Ionización de los
Átomos
La energía del rayo catódico en electrón-voltios,
necesaria para desprender de un átomo el electrón menos atraído, es la llamada
energía de primera ionización de un elemento:
Átomos que posean una cantidad suficiente
de electrones resultará posible desprender un segundo electrón, mediante una
mayor diferencia de potencial, etc.
1.
El potasio, socio, litio, poseen energías de
primera ionización, es decir, poseen un electrón que puede perder con
facilidad.
2.
El magnesio y calcio, poseen energías de
ionización primera y segunda, es decir, cada uno posee dos electrones que
pueden desprenderse con facilidad.
3.
El helio, neón y argón poseen unas energías de
segunda ionización muy altas, es decir, los átomos de estos elementos retienen
todos sus electrones con gran fuerza.
A partir del número total d electrones que
poseen los átomos de los gases nobles ha podido determinarse que el helio posee
sólo un nivel de energía y que el neón y el argón poseen, 8 electrones en su
nivel de energía más externo.
La energía necesaria para desprender un
electrón varía de manera periódica según aumentan los números atómicos.
Periodicidad
de las Propiedades
Los elementos que poseen propiedades parecidas
aparecen en determinados intervalos en la clasificación periódica, importante
indicados de la existencia de diversos niveles de energía. Tomamos como número atómico el número de
electrones de un átomo. Existen siete
periodos de elementos, indica siete repeticiones en la disposición de los
electrones.
Tabla periódica en forma larga. Ha recibido general aceptación, acentúa
aquellos cambios en las propiedades que dependen del número atómico. Existen 16 divisiones verticales en grupos o
familias. Existen 7 filas horizontales o
periodos, acabando cada uno en un gas noble.
La tabla se encuentra dispuesta de tal
manera que los elementos similares se encuentren en la misma familia.
Con el estudio de los espectros atómicos,
las energías de ionización y de la tabla periódica, los físicos han llegado a
la conclusión de que los electrones no excitados se encuentran dispuestos entre
uno y siete niveles principales de energía.
El primer nivel energético contiene tan
sólo 2 electrones, para los niveles energéticos situados a mayores distancias
del núcleo, cada nivel puede permitir electrones, va aumentando y decreciendo
la atracción. Los niveles de energía se
designan con un 1, 2, 3, 4, etc., o bien con las letras K, L, M, N, etc.
Subniveles
Energéticos
Se hace necesario postular que dentro de
cada nivel de energía deben existir subniveles energéticos que expliquen la
cantidad de longitudes de onda de la energía radiante emitida.
Los subniveles fueron recibiendo nombres: Sharp,
principal, diffuse y fundamental. El
número de subniveles que posee un nivel principal es igual al número de ese
nivel. Para el nivel principal sólo
existe un subnivel s, para el segundo existen los subniveles s y p, para el
tercero existen los subniveles s, p y d, etc.
Mecánica
Ondulatoria y Orbitales
De acuerdo con el principio de incertidumbre
de Heisenberg, no es posible el medir exactamente la posición y velocidad de un
electrón. Mediante métodos matemáticos
de la mecánica cuántica, Erwin Schrodinger, pudo calcular la probabilidad de
encontrar el electrón en la región del espacio que rodea el núcleo. Estas regiones se denominan Orbitales.
Cada orbital puede ser ocupado por más de
dos electrones.
El primer nivel energético posee tan sólo
un orbital, se cree que es esférica. El
segundo nivel principal que contiene un máximo de 8 electrones está formado por
4 orbitales. El tercer nivel principal
de energía, que posee como máximo 18 electrones, contiene tres subniveles con
nueve orbitales.
1.
Los niveles de energía se designan con los
números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
2.
El número de subniveles es igual al número que
designa ese nivel.
3.
El cuadrado del número de un nivel da el número
de orbitales que posee ese nivel.
4.
El número de orbitales multiplicado por 2 nos da
el máximo número de electrones.
Forma
de Completarse los Orbitales. Los dos
primeros niveles se encuentran separados por una diferencia de energía.
A medida que el número de electrones va
aumentando de átomo en átomo en la tala periódica, dos principios los rigen: el
orden en el que los subniveles se llenan sigue la escala de energías; cada
orbital es ocupado por un solo electrón antes de que ningún orbital adquiera
electrones.
La estructura de un átomo no coincide
siempre con la que se obtiene según el método corregido.
La
Tabla Periódica y la Manera de Llenarse los Orbitales. El orden según el cual los electrones se van
disponiendo para construir las estructuras atómicas está claramente relacionado
con la tabla periódica.
Orbitales
y Energías de Ionización. Algunas de las
desviaciones respecto al comportamiento periódico ideal que se dan en cada
periodo, examinando las variaciones de energía en función de la disposición de
los electrones en los orbitales y subniveles.
1.
Al empezarse a ocupar un nuevo nivel externo de
energía, éste nuevo electrón se encuentra atraído débilmente, por lo tanto
tiene energía de ionización baja.
2.
Dentro de cada periodo existe un aumento de la
energía de ionización.
3.
Al completarse los subniveles p, se aumenta la
energía de ionización, cuando se completan los subniveles s y d, se originan
los picos en las gráficas de la energía de ionización.
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