Lección 42 Modelo atómico y tabla periódica

La historia de la estructura del átomo ha sido la piedra angular por el que se ha construido la química a lo largo de los años, principalmente, tomando en cuenta los primeros estudios del átomo que fueron denominados los modelos atómicos, iniciando con el de Dalton, en 1808, pasando por el de Thomson en 1904, posteriormente el de Rutherford en 1911 y finalizando con el de Bohr en 1913. El primer modelo atómico dado por Dalton, sumado a los conocimientos de Dmitri Mendeléyev, permitieron la publicación de la primera tabla periódica en 1869, que fue pulida a lo largo del tiempo gracias a los avances en los modelos atómicos, permitiendo organizar los elementos a partir de diversas características como el número atómico, además de la electronegatividad, afinidad electrónica y la fuerza de ionización, propiedades presentadas gracias a las partículas que componen los átomos, los protones, neutrones y electrones. En la presente lección tomaremos en cuenta los múltiples modelos atómicos planteados a lo largo de los años, además de como la tabla periódica está dispuesta, tomando en cuenta diversas características de los átomos y de los elementos y, de igual modo, cómo plantear estos tópicos frente a estudiantes, tomando en cuenta diversas herramientas de aprendizaje frente a múltiples escenarios de clase.

Documento: Propiedades periódicas de los elementos

Documento: Modelos atómicos

simulacro temático

1. El profesor explica que los elementos de la tabla periódica catalogados como no metales, cumplen funciones importantes dentro del equilibrio, en el sentido que deben estar presentes para la existencia de la vida en nuestro planeta. Por ejemplo, el oxígeno, que es indispensable para la respiración, y el carbono, que es una parte fundamental dentro de la estructura de los seres vivos. Dentro de sus características físicas, está el hecho de que son malos conductores tanto de la electricidad como del calor. Además, menciona una propiedad periódica que los no metales tienen en común, caracterizada por

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A. pasar con facilidad de un elemento refinado a una forma química más estable, como un óxido, hidróxido, o sulfuro.

B. reaccionar con los haluros para adquirir el comportamiento de los elementos del periodo contiguo al propio.

C. retener con fuerza los electrones de la capa externa y tender a atraer los electrones de otros elementos durante una reacción química. 

D. atraer a los electrones de otro elemento que está en estado gaseoso, que en el caso de los no metales este indicador es bajo.

Retroalimentación

La respuesta correcta es: retener con fuerza los electrones de la capa externa y tender a atraer los electrones de otros elementos durante una reacción química.

2. En la clase anterior, el profesor habló a sus alumnos sobre el científico Ernest Rutherford. Él les comentó que Rutherford experimentó con rayos alfa y observó que, al bombardear una lámina de oro, estos rayos rebotaban. Partiendo de esto, se efectuaron importantes aportes a la teoría atómica; tanto así que presentó su propio modelo atómico, que se puede contemplar en la figura expuesta.

Microsoft Encarta, (2008). Modelo atómico de Rutherford. [Figura] Recuperado de: 

https://www.ecured.cu/Teor%C3%ADa_at%C3%B3mica_de_Rutherford

Tras esta introducción, el profesor le pidió a sus alumnos que investigaran uno de los descubrimientos más relevantes que aportó el modelo atómico de Rutherford y lo expusieran en la clase siguiente. Así, en la siguiente sesión un alumno se ofrece voluntario para decir su respuesta, afirmando que Rutherford definió la posición de los protones. El profesor le asegura que esto es correcto ya que

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A. los experimentos con rayos alfa demostraban que los electrones que estaban cargados negativamente estaban lejos del núcleo.

B. los rayos rebotaban como si una zona central densa cargada positivamente se resistiera a llegar a la lámina de oro. 

C. los rayos rebotaban, por tanto, deberían existir partículas muy pequeñas moviéndose en órbitas concéntricas.

D. los rayos alfa que rebotaban en la lámina de oro demostraban el constante movimiento de las partículas en una órbita definida.

3. Un docente, para dinamizar su clase de estudiantes entre 15 y 16 años, presenta un video de corta duración en el que se muestran animaciones de cómo los electrones de un átomo pueden ser separados del núcleo, evidenciándose que la fuerza para arrancar un electrón varía entre cada elemento de la tabla periódica. Al observar este hecho, un alumno decide preguntar al docente a qué se debe esta variación en la fuerza para arrancar un electrón a un átomo en diferentes elementos. Ante esta duda, el docente decide exponer el siguiente concepto:

“Los diversos elementos poseen una energía mínima necesaria por la cual se le puede arrancar un electrón en un átomo. Esta propiedad cambia su valor tomando en cuenta características como, por ejemplo, la cantidad de neutrones inmersos en el núcleo de un átomo, puesto que la energía con la que se arranca un electrón posee un comportamiento proporcional a dicha cantidad de neutrones en los elementos de cada periodo.”

Tomando en cuenta la explicación, el objetivo del docente al proveer el concepto anterior es retroalimentar al alumno a partir de

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A. una descripción de manera puntual acerca de cómo cada elemento varía su valor de energía de ionización, ya que entre mayor tamaño posea el núcleo, menor fuerza se ejerce sobre los electrones que rodean el núcleo, por lo tanto, al aumentar el número de neutrones, disminuye la energía de ionización en el elemento.

B. una información para complementar lo presentado en el video, indagando en que la energía de ionización aumenta a razón del periodo en que se halla el elemento en cuestión, tomando en cuenta que entre mayor el periodo del elemento, mayor cantidad de niveles de energía, así que se necesita de más energía para arrancar electrones de dichos niveles.

C. una definición explícita y concreta en la que se pueda indagar cómo la cantidad de neutrones de un átomo aumentan la cantidad necesaria de energía para arrancar un electrón, puesto que los neutrones producen energía de atracción hacia los electrones, así que entre más neutrones, mayor atracción, necesitando de más energía para arrancar los electrones. 

D. un concepto pedagógico con el que se explique cómo la energía de ionización toma un valor mayor a medida que el elemento posee un mayor radio atómico, esto debido a que una mayor cantidad de neutrones implica un mayor tamaño del átomo, por lo que es más complicado arrancarle un electrón.

Retroalimentación

La respuesta correcta es: una definición explícita y concreta en la que se pueda indagar cómo la cantidad de neutrones de un átomo aumentan la cantidad necesaria de energía para arrancar un electrón, puesto que los neutrones producen energía de atracción hacia los electrones, así que entre más neutrones, mayor atracción, necesitando de más energía para arrancar los electrones.

4. Durante una clase, un docente decide presentar un video para explicar cómo se determina la masa atómica de los átomos. En el video presentan la siguiente imagen que representa el átomo de magnesio:

Al presentar la imagen, en el video explican que la masa atómica del magnesio es de 24 unidades de masa atómica o uma, tomando en cuenta la cantidad de protones de este elemento, que es 12, y la cantidad para los neutrones, que es igual. Al finalizar el video, una alumna pregunta por qué es 24 si de igual manera también hay 12 electrones que rodean al núcleo, como se puede observar en la imagen, por lo que deberían ser tomados en cuenta al momento de contabilizar la masa atómica del magnesio. El docente, para aclarar la duda de la estudiante, debe proceder mediante

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A. un cuadro donde se enlisten las características de los protones, neutrones y electrones, donde estos últimos se caracterizan por tener una masa atómica despreciable a comparación de los primeros, así que los electrones no influyen en la masa atómica general. 

B. un texto tomado de un libro en el que se permita interpretar cómo la masa atómica se contabiliza tomando en cuenta la parte del átomo que aglomera la mayor cantidad de partículas, así que los electrones, al estar fuera del núcleo, no son tomados en cuenta.

C. una cartilla didáctica en la que se muestre cómo la masa atómica de una partícula debe ser considerada como un valor positivo, por lo que los electrones, al ser moléculas que poseen carga negativa, no deben ser considerados.

D. un diagrama en el que se visualice cómo los electrones, al no estar amalgamados por una fuerza como si lo están los protones y neutrones con la fuerza nuclear, no ejercen peso en el sistema, así que no se toma en cuenta a los electrones en la masa atómica.

Retroalimentación

La respuesta correcta es: un cuadro donde se enlisten las características de los protones, neutrones y electrones, donde estos últimos se caracterizan por tener una masa atómica despreciable a comparación de los primeros, así que los electrones no influyen en la masa atómica general.

5. En clase el profesor está explicando la distribución de la tabla periódica y pretende que sus estudiantes ubiquen algunos elementos según sus características. Sin embargo, un estudiante interrumpe la explicación preguntando a su profesor: “¿cómo se hace para identificar a los elementos de la tabla periódica que son metales según sus propiedades físicas?”. El profesor le indica que en su gran mayoría los metales poseen características físicas como

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A. alta ductilidad, elasticidad y presentan una gran variedad de colores. 

B. son argentíferos, estado de agregación diverso, alta conductividad.

C. resistencia a la ruptura, brillantes y alto grado de tenacidad.

D. brillo característico, argentíferos, fácil ductilidad y alta conductividad.

Retroalimentación

Lo que identifica a la mayoría de los metales es un brillo característico en el que se puede reflejar la luz. Además, tienden a ser argentíferos, que es el color de la plata, con una facilidad para hacer filamentos (ductilidad) y son muy conductores tanto de calor como de electricidad. Por eso, la respuesta correcta es la que alude a estas características.

La opción que refiere a que poseen una variedad de colores no es correcta, ya que los metales no presentan colores como el violeta, blanco o azul, etc. Adicional a esto, los metales no son elásticos.

La opción que menciona que tienen estado de agregación diverso tampoco es correcta, ya que la mayoría de los metales (excepto el mercurio) son sólidos a temperatura ambiente.

Finalmente, la opción donde se menciona que los metales tienen alto grado de tenacidad no es correcto ya que la resistencia a romperse es solo una característica de unos cuantos metales.

La respuesta correcta es: brillo característico, argentíferos, fácil ductilidad y alta conductividad.

6. Para la clase de propiedades periódicas, el profesor escribe en el tablero el siguiente ejemplo para que los alumnos lo copien: “el átomo de flúor (F) libera 328 kJ/mol cuando captura un electrón y se transforma en F−. El anión fluoruro es muy estable por tener la configuración electrónica del Neón. Esto se expresa mediante F(g)+1e−→F−(g)(1).”

El profesor les explica a sus estudiantes que esto se trata de un ejemplo de afinidad electrónica debido a que

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A. la energía que el flúor utilizó (328 kj/mol) para capturar un electrón puede ser usada para seguir capturando más electrones y así completar la ley del octeto.

B. el ión Fluoruro (F-) que se formó tiene la capacidad de transformarse en anión fluoruro (F-2) gracias a la energía intercambiada y a la propiedad adquirida de afinidad electrónica.

C. el ión Fluoruro (F-) empieza a comportarse como un gas noble como el neón y a medida que libera su energía, se puede comportar como otros gases nobles como el Argón (Ar), Kromo (Kr) y Xenón (Xe).

D. se intercambió energía (328 kj/mol) proveniente del flúor en estado fundamental, y esta se usó para tomar un electrón y formar un anión (F-) muy estable porque tiene la configuración de un gas noble. 

Retroalimentación

La respuesta correcta es: se intercambió energía (328 kj/mol) proveniente del flúor en estado fundamental, y esta se usó para tomar un electrón y formar un anión (F-) muy estable porque tiene la configuración de un gas noble.

7. Para explicar cómo se sitúan los electrones alrededor del núcleo, el docente decide expresar el siguiente concepto acerca de este tema:

“Los electrones se organizan alrededor del núcleo atómico a partir de niveles de energía y orbitales, tomando en cuenta el número atómico del elemento. Siendo así, se toman los 7 niveles energéticos posibles para un átomo, y cada capa de energía alberga una cantidad de electrones máxima tomando en cuenta la ecuación 2n2, donde n es igual al nivel de energía. Luego están los orbitales atómicos, representados por las letras s, p, d y f, los cuales albergan 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente. Por último, los niveles energéticos se asocian a distintos orbitales tomando en cuenta el número de electrones que pueden albergar, como el nivel 1 que solo presenta el orbital s. Por ejemplo, la notación 1s2 indica que hay 2 electrones en el nivel 1 de energía y en el orbital s.”

Para evaluar a primer vistazo el concepto provisto con anterioridad, el docente decide pasar a uno de los alumnos al tablero para tomarlo como ejemplo acerca de cómo ubicar los electrones de un átomo, tomando en cuenta el sodio, elemento con número atómico 11. El alumno, al no entender aún de manera concreta cómo se realiza este proceso, le pide guía al docente, ante lo cual, para orientar al alumno de manera adecuada, el profesor decide

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A. explicar a través de la realización de un cuadro en el tablero cómo cada nivel de energía debe estar asociado al orbital con mayor capacidad de electrones posibles en la configuración electrónica para cada electrón, por lo tanto, para el sodio, al tener 11 electrones, la configuración electrónica estaría dada por 1s2, 2p6, 3f3

B. presentar un esquema en el que se muestre cada nivel y orbital, el cual debe llenarse hasta su máxima capacidad, es decir, el nivel con orbital s debe llenarse hasta un máximo de 2 electrones, mientras los de orbital p hasta un máximo de 6 electrones, así es como, por ejemplo, el sodio, el cual posee 11 electrones, tiene una configuración de 1s2, 2s2, 2p6 y 3s1 

C. escribir cada notación del sodio en el tablero, donde las que pertenecen a un mismo nivel de energía deben tener una misma cantidad de electrones, a excepción de la última notación, que puede variar para completar la cantidad de electrones del elemento, por lo tanto, en el caso del sodio, la configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p2, 3s2, 3p2 y 3d1

D. dar una explicación verbal acerca de cómo cada notación corresponderá a un electrón dentro de cada nivel energético y cada orbital, por ejemplo, la notación 1s, correspondiente al nivel 1 y orbital s, por lo que debe tener tanto la notación 1s1 y 1s2 y así con cada notación, por consiguiente, para el sodio, le corresponde una configuración 1s1, 1s2, 2s1, 2s2, 2p1, 2p2 y 2p2

Retroalimentación

La respuesta correcta es: presentar un esquema en el que se muestre cada nivel y orbital, el cual debe llenarse hasta su máxima capacidad, es decir, el nivel con orbital s debe llenarse hasta un máximo de 2 electrones, mientras los de orbital p hasta un máximo de 6 electrones, así es como, por ejemplo, el sodio, el cual posee 11 electrones, tiene una configuración de 1s2, 2s2, 2p6 y 3s1

8.

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A. los elementos están divididos en grupos de lantánidos, metales de transición, tierras raras y no metales.

B. los bloques están divididos en actínidos, metales de transición, tierras raras y alcalinotérreos.

C. los bloques significan que los elementos están divididos por el tipo de orbitales que están ocupando los electrones en su capa más externa. 

D. los elementos están delimitados según la distribución electrónica que les corresponde, y es por esto que los bloques tienen nombre de letra.

Retroalimentación

La respuesta correcta es: los bloques significan que los elementos están divididos por el tipo de orbitales que están ocupando los electrones en su capa más externa.

9. Un profesor, al explicar la distribución en la tabla periódica, les enseña a sus alumnos que las casillas horizontales se denominan Periodos y que están enumerados de 1 a 7. En ese momento, un estudiante le pregunta si los elementos que están en el periodo 7 es porque tienen 7 electrones de valencia. Ante esto, el profesor le contesta que la afirmación no es correcta ya que

Seleccione una:

A. los números en los periodos muestran el número de protones que hay en el núcleo.

B. lo que indican los periodos es el número de capas que tiene el átomo del elemento. 

C. los periodos sirven para ubicar al elemento en la familia que le corresponde.

D. si un elemento está en el periodo 7 es porque tiene como número de masa atómica 7.

Retroalimentación

La respuesta correcta es: lo que indican los periodos es el número de capas que tiene el átomo del elemento.

10. Un estudiante, antes de iniciar la clase, decide expresarle a su docente una duda, puesto que, al leer en libros de química con el fin de reforzar conocimientos en el área, estudió acerca de algunas propiedades de los elementos, entre las que leyó acerca de la fuerza de los átomos de un elemento para atraer los electrones de valencia de otro elemento para formar un enlace, pero no pudo comprender los tipos de enlaces químicos según la fuerza de los átomos que los componen para formar un enlace. Al escuchar los problemas por parte del estudiante sobre el tema, el docente, para dinamizar su explicación, decide partir de un programa especializado de química en el que se muestra cómo interactúan las fuerzas de dos átomos según el elemento al que pertenezca esta partícula, presentando mediante este programa los siguientes enlaces:

Posterior al esquema presentado, el docente explica que los átomos poseen un diferente valor de fuerza para atraer los electrones de otro átomos y así formar un enlace, y dependiendo de la fuerza con la que los átomos atraen electrones, se pueden categorizar diferentes tipos de enlaces. Existen los enlaces iónicos que se dan entre átomos que van a cambiar su carga, como entre el sodio (Na) y el cloro (Cl) como se observa en la simulación anterior, dada la fuerza de uno de los átomos. Por otro lado, están los enlaces covalentes que se dan al compartir electrones entre los átomos dados en el proceso, siendo este tipo de enlaces dividido en polares y apolares, habiendo mayor atracción en los enlaces polares, como entre el hidrógeno (H) y el cloro, que en los enlaces apolares, donde hay más equilibrio de las fuerzas atractivas, como entre dos átomos de cloro, mostradas en la anterior simulación. A razón de la explicación presentada, es posible inferir en que el objetivo provisto por parte del docente es

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A. permitir el entendimiento a partir de una estrategia interactiva acerca de cómo la electronegatividad es la que permite atraer todos los electrones de valencia de un átomo a otro, y donde uno de estos átomos alcanzará el octeto necesario para la estabilidad del enlace químico, diferenciándose entre iónico y covalente en la fuerza en que se da este enlace. 

B. presentar una descripción concreta y visual acerca de los tipos de enlaces, tomando en cuenta que los enlaces covalentes polares y no polares se diferencian en la cantidad de electrones enlazados entre los átomos implicados, y donde en los polares se enlazan más de 4 electrones gracias a una electronegatividad similar entre los átomos.

C. exponer un concepto preciso con una herramienta dinámica del accionar de la electronegatividad en los enlaces químicos, tomando en cuenta como hay átomos que por la variación en la fuerza de atracción de sus núcleos, forman enlaces donde no hay gran diferencia de dicha atracción, dada en los covalentes y donde hay gran diferencia de atracción en los enlaces iónicos.

D. proveer el marco conceptual necesario para entender cómo los enlaces covalentes se dan entre átomos que deben tener necesariamente la misma electronegatividad y, por consiguiente, la misma carga atómica, mientras los enlaces iónicos se deben presentar entre átomos que diferencien su electronegatividad y que tengan diferente carga.

Retroalimentación

La electronegatividad es una de las propiedades periódicas que poseen los elementos, y es aquella que indica la capacidad que tienen los átomos de atraer un electrón de otra partícula atómica con el fin de realizar un enlace, atracción dada gracias al núcleo atómico. La electronegatividad varía entre elemento y elemento, de tal manera que existen átomos que poseen una atracción de electrones mucho mayores, por lo que forman enlaces más fácilmente que aquellos átomos con bajo valor de electronegatividad. Esta variación en dicha propiedad es la que permite plantear dos diferentes tipos de enlaces según la diferencia de electronegatividad: los enlaces covalentes y los enlaces iónicos. En los primeros, los enlaces se dan entre átomos que no poseen gran diferencia de electronegatividad, para ser más específicos, una diferencia igual o menor de 1,7 constituye un enlace covalente. Entre los enlaces covalentes hallamos los enlaces covalentes no polares y polares, donde los primeros se dan entre átomos de un mismo elemento o átomos con una electronegatividad idéntica, la cual posea una diferencia máxima de 0,4, mientras que los segundos son enlaces entre átomos que presenten una diferencia de electronegatividades entre 0,4 y 1,7. Representando estos enlaces, uniones atómicas estables. Los enlaces iónicos se dan entre átomos que poseen diferencias de electronegatividades muy altas, por lo que uno de los átomos prácticamente arranca un electrón del otro átomo, cambiando las cargas de estas partículas, donde el que recibe el electrón se vuelve un anión (átomo con carga negativa), mientras que el que pierde el electrón se convierte en un catión (átomo de carga positiva). A razón del concepto presentado por el docente, siendo este concepto preciso y además basado en una herramienta dinámica, el cual colabora con un entendimiento simplificado por parte de los alumnos acerca de un concepto complejo, complementando de igual manera, gracias a la simulación presentada, el conocimiento adquirido por el estudiante por parte propia, complemento esencial para que el estudiante entienda de mejor manera el tema ya que el concepto de electronegatividad y los enlaces que se dan por esta propiedad puede ser muy complicado, así que la simulación de los enlaces entre diferentes átomos y el tipo de enlace que se forman a partir de dichos enlaces, además de la explicación, permiten abordar todo detalle para el entendimiento del alumno, así que la opción de respuesta que toma un concepto preciso en base a una herramienta dinámica como objetivo para explicar cómo la fuerza de atracción proveniente por parte del núcleo de los átomos es la causante de la variación en los enlaces entre diferentes átomos, donde no hay una gran diferencia en los enlaces covalentes, mientras que sí existe una gran variación en la electronegatividad de los átomos en un enlace iónico, es la adecuada para responder la cuestión planteada.

Al momento de realizarse un enlace entre un par de átomos, esta unión se presenta entre un electrón de valencia proveniente de cada átomo, es decir, el enlace está dado por dos electrones, más no se toma en cuenta dos o más electrones presentes en la capa de valencia de los átomos, por lo tanto las opciones de respuesta que toman en cuenta la formación de enlaces, ya sea mediante todos los electrones de valencia entre los átomos, o donde los enlaces covalentes se forman por diferente cantidad de electrones en la unión entre átomos son descartadas. A lo anterior, cabe acotar que el docente, al presentar un programa que permite visualizar en detalle los enlaces que se forman entre dos diferentes átomos, además de que posibilita interactuar con diferentes características de un enlaces como lo es el elemento al que pertenecen los átomos implicados en el enlace, expone una herramienta muy completa que toma en cuenta una explicación tanto interactiva como concreta, dando un plus frente a una lectura proveniente de un libro de química, permitiendo a los estudiantes indagar de manera tanto visual como verbal sobre cada detalle acerca de la electronegatividad, colaborando a un aprendizaje lo más completo posible

Para finalizar, los enlaces químicos se presentan entre átomos que finalmente tendrán una carga atómica diferente, ya sea uno negativo y el otro positivo, pero átomos que posean la misma carga no pueden realizar un enlace, puesto que cationes o aniones se repelerían entre átomos con una misma carga, por lo tanto la alternativa que indaga en que los enlaces covalentes se dan al unir átomos con una misma carga atómica es descartada. Sin embargo, aunque el concepto provisto es erróneo, cabe destacar que el proveer el marco conceptual necesario para entender cada tipo de enlace según las diferencias de electronegatividad, constituye un objetivo idóneo tomando en cuenta lo expresado en el caso, puesto que la duda del alumno abre la posibilidad de entrar en el tema de electronegatividad y así proporcionar a los alumnos de un nuevo tema de manera concreta y facilitada mediante una herramienta completa como un programa especializado en química.

La respuesta correcta es: exponer un concepto preciso con una herramienta dinámica del accionar de la electronegatividad en los enlaces químicos, tomando en cuenta como hay átomos que por la variación en la fuerza de atracción de sus núcleos, forman enlaces donde no hay gran diferencia de dicha atracción, dada en los covalentes y donde hay gran diferencia de atracción en los enlaces iónicos.