Los modelos atómicos y el sistema periódico

Transcripción

UNIDAD
2
Los modelos atómicos
y el sistema periódico
Contenidos
1 Los primeros modelos atómicos
2 El modelo atómico de Rutherford
3 El modelo atómico de Bohr
4 Profundización del modelo
de Bohr
5 La tabla periódica
6 Propiedades periódicas
Revisión de la unidad
Ejercicios resueltos
Cuestionario final
A principios del siglo XIX, John Dalton formuló su propuesta de que la materia
estaba constituida por átomos indivisibles. Sin embargo, el descubrimiento de
partículas que tenían menos masa que el menor de los átomos conocidos hizo
necesario suponer que el átomo no era indivisible, y los científicos se centraron
en descubrir su estructura interna. Otro campo de investigación en el siglo XIX
estaba relacionado con las propiedades de los elementos conocidos por entonces y de los nuevos que se iban descubriendo. Asimismo, se intentaba determinar algún tipo de «orden y regularidad» en las propiedades de los elementos,
hecho que dio lugar a la tabla periódica.
En esta unidad estudiaremos la evolución histórica de los modelos atómicos
y justificaremos la estructura electrónica de los átomos, lo que nos conducirá
a la interpretación de las propiedades periódicas.
1 LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS
A lo largo de la historia, los científicos han tratado de explicar y justificar la realidad
circundante; para ello han elaborado numerosas representaciones conceptuales que
facilitan la comprensión y la interpretación de los fenómenos observados. Cada una
de estas representaciones recibe el nombre de modelo.
A partir de un modelo pueden llegar a deducirse propiedades que son desconocidas
en la época en que este ha sido enunciado. Si experiencias posteriores confirman dichas propiedades, el modelo gana validez; si, por el contrario, se descubren incoherencias o fenómenos que no pueden ser explicados mediante el modelo, este queda
invalidado –y puede que reemplazado por otro modelo posterior–.
Un modelo atómico es una representación ideal del átomo que permite explicar
las propiedades de la materia de forma coherente con los datos obtenidos empíricamente.
Joseph John Thomson (1856 – 1940).
El modelo atómico de Dalton
Como ya hemos visto en la unidad anterior, Dalton fue el primer científico que estableció en la era moderna que la materia está formada por átomos.
Dalton concebía el átomo como la porción más pequeña de materia, una porción
indivisible. Sin embargo, investigaciones posteriores llevaron al descubrimiento de
partículas que tenían menos masa que el menor de los átomos conocidos. Estas partículas parecían formar parte de todos los átomos, por lo que debían ser constituyentes de este.
La idea del átomo indivisible de Dalton tuvo que ser abandonada, y la estructura
atómica pasó a ser un importante campo de investigación que dio lugar a la elaboración de distintos modelos atómicos.
El modelo atómico de Thomson
La primera partícula subatómica en descubrirse fue el electrón (e−). El mérito de ello
se le atribuye a Joseph John Thomson, quien mediante una serie de experimentos
pudo evidenciar la naturaleza corpuscular de los rayos catódicos al hallar que estos
estaban formados por partículas de carga negativa. Thomson pensó que dichas partículas debían proceder del interior de los átomos, lo que significaba que los átomos
eran, de hecho, divisibles.
En 1904, Thomson propuso un modelo atómico, conocido como budín de pasas,
en el que los átomos se presentan como pequeñas esferas de materia uniformes y
homogéneas, cargadas positivamente, que contienen en su interior electrones en número suficiente para que todo el conjunto sea neutro y en las posiciones adecuadas
para que las fuerzas eléctricas den lugar a un equilibrio electrostático (FIGURA 1).
FIGURA 1 Representación del modelo atómico
de Thomson, también conocido como budín de
pasas.
34
Sin embargo, experimentos de dispersión de partículas cargadas mostraron muy
pronto las carencias de este modelo, que no podía justificar ciertas propiedades de
la materia.
2
2 EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Ernest Rutherford había observado que un haz de partículas alfa positivas (que posteriormente identificó como núcleos de helio) era parcialmente difundido al pasar a
través de una delgada película de mica o de metal. Este fenómeno resultaba particularmente interesante, pues el análisis de la difusión de las partículas alfa podía dar
pistas respecto de la estructura interna del átomo.
El experimento de Rutherford
En 1910, Rutherford propuso a sus colaboradores Geiger y Marsden que prepararan el
montaje experimental necesario para ver si las partículas alfa podían sufrir retroceso,
es decir, desviación con ángulos superiores a 90°. El propio Rutherford no creía posible la existencia de estos retrocesos, puesto que sus cálculos a partir del modelo de
Thomson indicaban que las partículas alfa se desviarían al atravesar la lámina con
ángulos del orden de 1° como máximo.
Ernest Rutherford (1871 – 1937).
Contrariamente a lo que esperaban hallar, Geiger y Marsden dieron con retrocesos
en una relación aproximada de 1/10.000. La existencia de desviaciones de ángulos
grandes con probabilidad baja pero diferente de cero no podía explicarse mediante
el modelo de Thomson.
partícula
rebotada
fuente
de partículas
partículas
desviadas
lámina muy fina
pantalla fluorescente
partículas no
desviadas
(mayoría)
FIGURA 2 El montaje experimental de Geiger y Marsden consistía en una fuente de partículas alfa orientada hacia una lámina
de oro que estaba rodeada por una pantalla detectora.
FIGURA 3 Representación del átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Rutherford.
El nuevo modelo nuclear y planetario
Según Rutherford, el retroceso experimentado por algunas partículas alfa debía ser
el resultado de una colisión simple. Para que esta colisión sea posible es necesario que
la distancia entre el núcleo y la partícula alfa sea muy pequeña, de manera que la
fuerza eléctrica de repulsión sea muy intensa, lo que implica necesariamente que
la carga positiva del átomo esté concentrada en un pequeño núcleo.
Estas consideraciones llevaron a Rutherford a proponer un nuevo modelo, en el que
se distinguían dos elementos:
1. El núcleo central, donde se concentra la carga positiva y casi toda la masa. Este
núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño total del átomo, y por ello las
partículas alfa lo atraviesan sin dificultad; solamente las partículas alfa que encuentran un núcleo en su trayectoria son desviadas o rechazadas por intensísimas
fuerzas eléctricas repulsivas.
Representación de un átomo polielectrónico
según el modelo atómico de Rutherford.
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2. La corteza electrónica, donde se concentran los electrones, partículas de carga
negativa (e−) que, girando a gran velocidad alrededor del núcleo, describen órbitas
circulares semejantes a las del sistema planetario. La suma de las cargas eléctricas
de los electrones es igual a la carga positiva del núcleo siempre que el átomo sea
neutro, y el espacio entre el núcleo y la corteza está vacío.
La relación entre el radio del núclo atómico y el
del átomo es equivalente a la relación entre una
nuez y un campo de fútbol.
Se puede decir que, aunque en la FIGURA 3 la relación entre los radios del núcleo y del
átomo es de 1 a 10 aproximadamente, el modelo de Rutherford supone una relación de 1
a 10.000, la misma que existe entre una nuez y un campo de fútbol.
Carencias del modelo
Rutherford era consciente de que su modelo entraba en contradicción insalvable con
ciertas evidencias empíricas y, además, no explicaba correctamente ciertos fenómenos.
1. El modelo entra en contradicción con la teoría electromagnética clásica, según la
cual toda carga acelerada debe irradiar energía continuamente en forma de ondas
electromagnéticas a expensas de su energía mecánica. Siendo el electrón una carga acelerada (puesto que posee aceleración centrípeta), emitiría radiación que se
traduciría, de acuerdo con el principio de la conservación de la energía, en pérdida
de energía mecánica. Dicha pérdida de energía mecánica supondría la disminución
de la velocidad del e−, y por tanto su caída en espiral hacia el núcleo. En consecuencia, el átomo tal y como lo imaginaba Rutherford sería inestable y se autodestruiría.
2. El modelo de Rutherford no permite explicar los espectros discontinuos de emisión. Pero ¿qué son los espectros discontinuos?
Espectros de emisión
Los vapores de un elemento encerrados en una ampolla de vidrio y sometidos a una
descarga eléctrica emiten luz. La composición de la luz emitida por los elementos
puede ser analizada en un aparato llamado espectroscopio.
El espectroscopio (FIGURA 4) contiene un prisma de base triangular que refracta la
luz que le llega de la rendija. El ángulo de refracción depende de la longitud de onda
de la luz, de manera que el color violeta, de menor longitud de onda, se desvía más, y
el rojo, de mayor longitud de onda, se desvía menos. Este fenómeno permite separar
la luz que llega al espectroscopio en sus componentes (lo que llamamos su espectro).
Espectroscopio de finales del siglo XIX.
FIGURA 4 Esquema de la descomposición de la luz procedente de una lámpara de hidrógeno en un espectroscopio.
36
2
Si la luz analizada en el espectroscopio es la luz solar o procede de un sólido o líquido
incandescente, el espectro es continuo: está formado por las longitudes de onda de
todos los colores del arco iris. Para cada elemento, sin embargo, el espectro es discontinuo, es decir, está formado por una serie de longitudes de onda características que,
a modo de huella dactilar, lo identifican. El modelo de Rutherford no explicaba el
motivo de dicha discontinuidad en el espectro.
FIGURA 5 Parte del espectro de emisión del hidrógeno.
A pesar de sus limitaciones, el modelo de Rutherford supuso un avance importante
en el estudio del átomo. Las dos zonas distinguibles, corteza y núcleo, empezaron a
estudiarse por separado como responsables de fenómenos diferentes: la corteza
como responsable de las reacciones químicas y el núcleo, de los procesos nucleares, en los que la energía involucrada es de orden mucho mayor.
El espectro de la luz solar, a diferencia de los
espectros atómicos, es continuo.
Partículas subatómicas
En 1914, el propio Rutherford identificó el protón como una partícula situada en
el núcleo atómico, lo que le sirvió para consolidar el modelo que había propuesto.
También observó que la masa del núcleo era mayor que la suma de las masas de los
protones que lo constituyen, hecho que le llevó a predecir la existencia de una nueva
partícula subatómica: el neutrón, cuya existencia se comprobó experimentalmente
en 1932.
Aunque posteriormente se han ido descubriendo más partículas –como los neutrinos
o los positrones–, las partículas subatómicas fundamentales son las siguientes:
RECUERDA
1u =
1g
6,023 ⋅ 1023
= 1,66 ⋅ 10−24 g
1 u = 1, 66 ⋅ 10−24 g ⋅
1kkg
=
1.000 g
= 1,66 ⋅ 10−27 kg
• Protón (p+). Partícula de carga eléctrica positiva con una masa de 1 unidad
de masa atómica (1 u).
• Electrón (e−). Partícula de carga eléctrica negativa y de masa muy pequeña
en comparación con la del protón (1.837 veces menor).
• Neutrón (n). Partícula sin carga eléctrica y de masa igual a la del protón (1 u).
Número atómico y número másico
Todos los átomos de un elemento dado tienen el mismo número de protones, mientras que los átomos de elementos diferentes tienen distinto número de protones.
Al número de protones de un átomo lo llamamos número atómico y lo representamos por Z. El número atómico es, pues, una propiedad fundamental del átomo que
permite identificar los elementos y ordenarlos en la tabla periódica. Por ejemplo,
todos los átomos de hierro tienen 26 protones (Z = 26), todos los átomos de oxígeno
tienen 8 protones (Z = 8) y todos los átomos de carbono tienen 6 protones (Z = 6).
Cámara de niebla con la que Chadwick descubrió
el neutrón.
37
Muchas veces los átomos se representan por:
Por otro lado, como el átomo es neutro en conjunto, no tiene carga eléctrica neta; por
tanto, el número de electrones (la carga negativa del átomo) tiene que ser necesariamente igual al número de protones (la carga positiva del átomo).
A
ZX
n.° de p+ = n.° de e− = Z
RECUERDA
X es el símbolo del elemento.
Los símbolos de todos los elementos conocidos quedan recogidos en la tabla periódica.
La masa del átomo depende de la suma del número de protones (Z) y de neutrones
(N) que tenga en su núcleo (recuerda que los electrones apenas tienen masa). Esta
suma se llama número másico y se representa por A.
A=Z+N
EJEMPLO
RESUELTO
1
Indica los protones, los electrones y los neutrones que tiene cada uno de estos elementos: cloro (Z = 17 y
A = 36); plata (Z = 47 y A = 108); potasio (Z = 19 y A = 39); calcio (Z = 20 y A = 40).
El número de protones de un átomo coincide con su número atómico Z, mientras que el número de neutrones
se determina restando del número másico el número atómico. Para determinar el número de electrones hay que
considerar que los átomos neutros tienen el mismo número de electrones que de protones.
Z
A
Protones
Electrones
Neutrones
cloro
17
36
17
17
36 − 17 = 19
plata
47
108
47
47
108 − 47 = 61
potasio
19
39
19
19
39 − 19 = 20
calcio
20
40
20
20
40 − 20 = 20
2
Explica cómo están formados los átomos de los siguientes elementos: a) azufre (Z = 16 y A = 32); b) fósforo (Z = 15 y A = 31); c) platino (Z = 78 y A = 195).
a Tienen 16 protones y 16 neutrones en el núcleo y 16 electrones en la corteza.
b Tienen 15 protones y 16 neutrones en el núcleo y 15 electrones en la corteza.
c Tienen 78 protones y 117 neutrones en el núcleo y 78 electrones en la corteza.
3
Indica qué información contiene la siguiente notación para un átomo de sodio:
23
11Na.
Z = 11 → Indica que el átomo tiene 11 protones y 11 electrones.
A = 23 → N = A − Z = 23 − 11 = 12 → Indica que el átomo tiene 12 neutrones.
AHORA
TÚ
1
a
38
Indica la composición de los átomos de los siguientes elementos:
20
Ne
10
b
40
K
19
c
33
S
16
d
79
Br
35
e
133
Cs
55
2
Isótopos
Si bien todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones Z, pueden tener distinto número de neutrones N. Cuando esto ocurre, decimos
que los átomos son isótopos entre sí. Los isótopos de un mismo elemento se diferencian, por tanto, en su masa.
Los átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones N
se llaman isótopos. Los isótopos de un elemento tienen el mismo número atómico Z
pero distinto número másico A.
Así, por ejemplo, en la naturaleza hay tres isótopos del hidrógeno: el protio, el deuterio y el tritio.
RECUERDA
Protio ( 11H ): con 1 p+ y 0 n en el
núcleo. Es el isótopo más abundante (99,98 % del total).
Deuterio ( 21H ): con 1 p+ y 1 n
en el núcleo. Se encuentra en el
0,02 % del total.
Tritio ( 31H ): con 1 p+ y 2 n en el
núcleo. Es el isótopo que se encuentra en menor proporción.
EJEMPLO
RESUELTO
4
Determina la constitución del núcleo de los siguientes isótopos del uranio:
235
92 U
236
92 U
239
92 U
¿Por qué decimos que son isótopos?
Los tres isótopos tienen 92 protones, pero el U-235 tiene 143 neutrones, el U-236 tiene 144 y el U-239 tiene 147.
Decimos que son isótopos porque tienen el mismo número atómico Z y distinto número másico A.
Masa atómica
Las masas atómicas que figuran en la tabla periódica no son números enteros, como
sí lo son los números másicos (A). Por ejemplo, las masas atómicas de los tres primeros elementos son: Ar(H) = 1,0079 u; Ar(He) = 4,0026 u; Ar(Li) = 6,941 u.
El motivo es que la masa atómica de un elemento es la media de las masas de sus
diferentes isótopos. Dicha media está ponderada según las abundancias relativas de
cada isótopo.
El uranio es el elemento natural de mayor masa
atómica.
EJEMPLO
RESUELTO
5
El magnesio tiene tres isótopos estables en la naturaleza: el Mg-24, con una abundancia del 78,6 %; el
Mg-25, con una abundancia del 10,1 %, y el Mg-26. Averigua la masa atómica media ponderada del magnesio.
La abundancia relativa del isótopo Mg-26 es del 11,3 %, que es lo que falta hasta el 100 %. La masa atómica media
ponderada es la suma de los productos de la masa atómica de cada isótopo por su abundancia relativa:
78, 6
10, 1
11, 3
Ar (Mg) = 24 ⋅
+ 25 ⋅
+ 26 ⋅
= 24, 33 u
100
100
100
AHORA
TÚ
2
El cloro tiene dos isótopos, uno con A = 35 y el 75 % de abundancia y otro con A = 37. ¿Cuál es la masa
atómica media ponderada del cloro?
39
3 EL MODELO ATÓMICO DE BOHR
Los estudios de Niels Bohr (1885 – 1962) sobre el espectro atómico del hidrógeno
dieron lugar a un nuevo modelo atómico, que mantenía la característica principal del
modelo anterior (un átomo formado por un núcleo positivo muy pequeño con electrones orbitando a su alrededor) a la vez que solventaba sus inconvenientes fundamentales.
Postulados de Bohr
E3
e–
absorción de energía
ΔE = E3 – E2
E2
e–
emisión de energía
ΔE = E1 – E2
E1
FIGURA 6 Absorción y emisión de energía.
La propuesta de Bohr se puede resumir en dos puntos:
1. El átomo consta de un núcleo central en el que se halla localizada la carga positiva
y la casi totalidad de la masa. Los electrones solo pueden giran a su alrededor en
ciertas órbitas circulares permitidas, llamadas órbitas estacionarias. Mientras
el electrón se encuentra en una de ellas, ni emite ni absorbe energía.
2. Cada órbita estacionaria tiene una energía característica y distinta de las demás.
El electrón absorbe energía al saltar de una órbita de menor energía a otra de
mayor energía y la emite al saltar de una órbita de mayor energía a otra de menor
energía. La energía absorbida o emitida en el salto (en forma de radiación electromagnética) es la diferencia entre las energías del electrón en ambas órbitas:
E = Ef − Ei = h
Siendo h la constante de Planck y la frecuencia de la radiación.
Espectros de absorción y de emisión
El modelo atómico de Bohr explica los espectros de absorción y de emisión del átomo de hidrógeno.
Todos los átomos en situación normal se encuentran en el llamado estado fundamental o estado de menor energía. Pero cuando reciben energía exterior, se pueden «excitar», es decir, sus electrones pueden promocionar de órbita pasando a órbitas de
mayor energía. Cuando esta inyección de energía externa cesa, los electrones vuelven
a su estado fundamental (original) de forma espontánea emitiendo la energía previamente absorbida.
n=5
n=4
n=3
n=2
n=1
e–
e
Cuando el único electrón que posee el hidrógeno se encuentra en la órbita con n = 1
(primera órbita) está en estado fundamental. Si absorbe energía, puede pasar a estados excitados, de mayor energía, con n > 1.
–
e–
e–
hν1
hν2
hν3
hν4
FIGURA 7 Formación del espectro de emisión
del hidrógeno.
40
Debido a la tendencia de volver al estado fundamental (de menor energía) de manera espontánea, el electrón excitado emite la energía que absorbió y genera el espectro
de emisión.
Cada línea del espectro de emisión que se observa en la FIGURA 7 es producida por
la radiación que emite el electrón al pasar de una órbita externa de mayor energía a
otra más interna de menor energía.
Bohr etiquetó las órbitas estacionarias con un número natural n que puede valer 1, 2,
3, 4, y que en teoría puede llegar hasta infinito. Se llama número cuántico principal,
y es el número de orden de las órbitas.
n = {1, 2, 3, 4 … }
La FIGURA 8 es una representación de las energías de las órbitas de Bohr para el átomo de hidrógeno. En el eje vertical se muestran las energías ordenadas de forma
creciente. Los saltos del electrón desde órbitas superiores hasta las órbitas n = 3, n =
= 2 y n = 1 dan lugar a tres zonas del espectro del hidrógeno formadas por series
discontinuas de longitudes de onda: en el primer caso de luz infrarroja (de menor
energía), en el segundo de luz visible y en el tercero de luz ultravioleta (de mayor
energía). Cada longitud de onda se ve en el espectro como una línea.
2
n=∞
E5 = 8,72 · 10–20 J
E4 = 1,36 · 10–19 J
n=5
n=4
E3 = 2,42 · 10–19 J
n=3
E2 = 5,45 · 10–19 J
n=2
E1 = 2,180 · 10–18 J
n=1
FIGURA 8 Energías crecientes de las órbitas de
Bohr.
EJEMPLO
RESUELTO
6
Identifica los saltos energéticos que son de absorción y los que son de emisión. Según la teoría de Bohr,
¿a cuál de estas emisiones le corresponde el mayor salto de energía?
a de n = 2 a n = 3
b de n = 3 a n = 2
c de n = 4 a n = 2
d de n = 4 a n = 5
e de n = 2 a n = 6
f de n = 5 a n = 3
a absorción
b emisión
c emisión
d absorción
e absorción
f emisión
El mayor salto de energía corresponde a la transición de n = 2 a n = 6.
Como ya se dijo en el apartado 2, el espectro de emisión de un elemento se puede
obtener excitando con una descarga eléctrica los átomos del elemento en estado
gaseoso encerrado en un recinto (como, por ejemplo, el gas mercurio encerrado en
los tubos fluorescentes).
Para obtener un espectro de absorción hay que hacer pasar la luz blanca procedente
de una fuente incandescente por un recinto que contenga el elemento gaseoso en
cuestión. Este absorberá longitudes de onda iguales que las que emite cuando es
usado para producir su espectro de emisión. Por todo esto, los espectros de absorción
y de emisión son opuestos, como el positivo y el negativo de una fotografía. Observa
las FIGURAS 9a y 9b:
RECUERDA
FIGURA 9a Espectro de absorción del hidrógeno.
Para un elemento dado, el conjunto de líneas espectrales que se
obtiene es siempre el mismo, y
diferente al de cualquier otro elemento, por lo que los espectros sirven para identificar a los átomos.
FIGURA 9b Espectro de emisión del hidrógeno.
41
4 PROFUNDIZACIÓN DEL MODELO DE BOHR
Al aumentar el poder de resolución de los espectroscopios, se observó que algunas
líneas no eran únicas, sino que estaban formadas por otras muy próximas que debían
de corresponder a saltos de energía muy parecida. Para justificar estos desdoblamientos de las líneas, Arnold Sommerfeld (1868 – 1951) propuso algunas modificaciones que complicaban el modelo de Bohr.
En lugar de una única órbita para cada nivel, Sommerfeld postuló la existencia de
varias órbitas: una circular y otras elípticas de excentricidad creciente. Esta idea implicaba la presencia de subniveles con energía muy parecida dentro del mismo nivel,
y justificaba el aumento de líneas espectrales visionadas con aparatos mejores.
Para caracterizar los subniveles se introdujo el número cuántico secundario o azimutal (), que indica la forma de la órbita. Su valor depende de n y puede tomar los
valores enteros comprendidos entre 0 y (n − 1).
= {0, … , n − 1}
Las órbitas asociadas a cada tipo de subnivel se caracterizaron mediante diferentes
letras: s, p, d, f.
N.° CUÁNTICO
SECUNDARIO ORBITAL
0
s
1
p
2
d
3
f
Así, los números cuánticos secundarios son:
n=1→
n=2→
n=3→
n=4→
= 0 (subnivel 1s)
= 0 (subnivel 2s); = 1 (subnivel 2p)
= 0 (subnivel 3s); = 1 (subnivel 3p); = 2 (subnivel 3d)
= 0 (subnivel 4s); = 1 (subnivel 4p); = 2 (subnivel 4d);
= 3 (subnivel 4f)
Posteriormente hubo que corregir de nuevo este modelo al conocerse el efecto Zeeman, que es el desdoblamiento de algunas rayas del espectro al someter el hidrógeno
a fuertes campos magnéticos. Se observa que:
• Las líneas s no se desdoblan, solo hay una raya.
• Las líneas p se desdoblan en tres rayas próximas.
• Las líneas d se desdoblan en cinco rayas próximas.
• Las líneas f se desdoblan en siete rayas muy próximas.
ORBITAL
42
N.° CUÁNTICO
MAGNÉTICO m
s
0
p
−1, 0 , +1
d
−2, −1, 0, +1, +2
f
−3, −2, −1, 0, +1,
+2, +3
Estos desdoblamientos indican que en cada subnivel p hay tres valores de energía;
en cada subnivel d, cinco, y en cada subnivel f, siete. Se introdujo el llamado número
cuántico magnético (m), cuyos valores permitidos son números enteros comprendidos entre − y + :
m = { −, … , 0, … , + }
Por razones que omitiremos se introdujo el término orbital, que sustituyó al de órbita. Un subnivel tiene tantos orbitales como valores adquiera el número cuántico magnético m.
2
Aún se necesitó una tercera corrección y se introdujo un cuarto número cuántico, el
llamado número cuántico de espín (s), relacionado con el sentido de giro del elec1
1
trón alrededor de su eje y que puede tomar dos valores, + y − , según sea la
2
2
rotación del electrón:
1
s=±
2
¡QUÉ CURIOSO!
El número cuántico de espín s
se relaciona con la orientación
del giro del electrón.
El problema consistía en saber cómo se disponen los electrones en las órbitas. Por
ejemplo, un átomo con 20 electrones ¿puede tener los 20 electrones en la primera
órbita (n = 1)? ¿Puede tener 5 electrones en la primera órbita y 15 en la segunda?
La solución vino con el principio de exclusión de Pauli, que afirma:
En un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales.
Como el número de espín solo puede tener dos valores, en cada orbital solamente
1
1
caben dos electrones, el que tiene espín s = + y el que tiene espín s = − .
2
2
Números cuánticos (resumen)
Cada uno de los electrones de un átomo viene determinado por cuatro números
cuánticos: n, , m y s. Los tres primeros números cuánticos determinan el orbital
en que se encuentra, y el último indica el giro de cada uno de los dos e− que puede
albergar un orbital.
1. El número cuántico principal n toma valores n = 1, 2, 3, 4... y determina el nivel
de energía del electrón dentro del átomo.
¡QUÉ CURIOSO!
Dos e− pueden estar situados en el mismo orbital si giran en direcciones opuestas.
Por ejemplo, los dos electrones situados en el orbital
1s tendrán los números
cuánticos (1, 0, 0, +1/2) y
(1, 0, 0, −1/2), respectivamente. Tienen los tres primeros números cuánticos
iguales y difieren en el espín,
cumpliéndose, así, el principio de exclusión de Pauli.
2. Dentro de cada nivel existen subniveles que se diferencian en el número cuántico
secundario , que adopta los valores = 0, 1, 2... (n − 1). Los orbitales de cada uno
de estos subniveles se distinguen mediante diferentes letras (s, p, d, f ).
3. El número de orbitales por subnivel viene determinado por el número cuántico
magnético m, que puede adoptar los valores −..., 0, ..., + . Así, el subnivel = 0
solo tiene un orbital de tipo s porque m solo toma un valor (m = 0), el subnivel
= 1 tiene tres orbitales de tipo p porque m tiene tres valores (m = −1, 0, +1), etc.
4. El principio de exclusión de Pauli obliga a que en cada orbital haya como máximo
dos electrones, que giran en sentido diferente. El giro viene definido por el número
1
cuántico de espín s = ± .
2
Así, en el subnivel s, con un solo orbital, solamente caben dos electrones, y en el
subnivel p, con tres orbitales, cabe un máximo de seis electrones.
En la siguiente tabla se aplican las reglas de los números cuánticos en los primeros
cuatro niveles en relación con el número de electrones que caben en cada nivel y en
cada orbital.
Congreso de Solvay (1927), en el que se dieron
cita los científicos más importantes de la época,
muchos de los cuales aparecen citados en esta
unidad por su contribución a la teoría atómica.
43
n
m
s
1
0
0
±
0
0
±
2
3
1
−1, 0, +1
±
0
0
±
1
−1, 0, +1
±
2
−2, −1, 0, +1, +2
±
0
0
±
1
−1, 0, +1
±
4
2
−2, −1, 0, +1, +2
±
3
−3, −2, −1, 0, +1, +2,
+3
±
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
ORBITAL
NÚMERO
DE ORBITALES
e− POR TIPO
DE ORBITAL
NÚMERO
TOTAL DE e−
1s
1
2
2
2s
1
2
8
2p
3
6
3s
1
2
3p
3
6
3d
5
10
4s
1
2
4p
3
6
18
32
4d
5
10
4f
7
14
EJEMPLO
RESUELTO
7
Dados los orbitales 3s, 2p, 3d y 4f, indica cuántos orbitales hay de cada tipo y los números cuánticos (n, ,
m) que los identifican.
3s: un orbital
2p: tres orbitales
3d: cinco orbitales
4f: siete orbitales
8
(n = 3, = 0, m = 0)
(n = 2, = 1, m = −1)
(n = 3, = 2, m = −2)
(n = 3, = 2, m = +1)
(n = 4, = 3, m = −3)
(n = 4, = 3, m = 0)
(n = 4, = 3, m = +3)
(n = 2, = 1, m = 0)
(n = 3, = 2, m = −1)
(n = 3, = 2, m = +2)
(n = 4, = 3, m = −2)
(n = 4, = 3, m = +1)
(n = 2, = 1, m = +1)
(n = 3, = 2, m = 0)
(n = 4, = 3, m = −1)
(n = 4, = 3, m = +2)
Considera las siguientes series hipotéticas de números cuánticos:
(0, 0, 0, +1/2)
(1, 1, 0, +1/2)
(1, 0, 0, −1/2)
(2, 1, −2, +1/2)
(2, 1, −1, +1/2)
Señala cuáles son posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón e indica en qué tipo
de orbital atómico están situados los que son posibles.
(0, 0, 0, +1/2)
(1, 1, 0, +1/2)
(1, 0, 0, −1/2)
(2, 1, −2, +1/2)
(2, 1, −1, +1/2)
44
Es imposible, puesto que n = 1, 2, 3, 4..., y en este caso n tomaría valor 0.
Es imposible, puesto que = 0, 1, 2... (n − 1), y en este caso = n.
Es posible; corresponde al orbital 1s.
Es imposible, puesto que m = −, ..., 0, + , y en este caso m solo podría tomar los valores
−1, 0, 1, y sin embargo han escrito −2.
Es posible; corresponde al orbital 2p.
2
AHORA
TÚ
3
Justifica si son o no posibles las siguientes combinaciones de números cuánticos. En las que sean posibles,
indica de qué orbital se trata.
a (3, 1, −1, +1/2)
4
b (2, 2, −1, −1/2)
c (2, 0, −1, −1/2)
Indica los números cuánticos de los dos electrones del orbital 4s.
Configuración electrónica
La distribución de los electrones de un átomo da lugar a la llamada configuración
electrónica del átomo. La información que proporciona la configuración electrónica
es muy importante porque el comportamiento y las propiedades del átomo dependen del número de electrones que tenga en su última capa.
Los electrones ocupan en primer lugar los orbitales de menor energía y siguen luego
un orden creciente de energía. El orden de ocupación de los orbitales con el número
máximo de electrones que pueden contener es el siguiente:
7s
7p
6s
6p
6d
5s
5p
5d
5f
Una regla mnemotécnica que facilita recordar el orden de llenado es el llamado diagrama de Moeller (FIGURA 10), en el que el orden es el indicado por las flechas, empezando por el orbital inferior, el 1s.
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
En cada fila se escriben los orbitales de cada nivel; no hace falta escribir los orbitales
6f, 7d, 7f porque no hay átomos que lleguen a rellenarlos.
1s
1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
2
2
6
2
6
2
6
2
10
6
2
14
10
6
2
14
10
FIGURA 10 Diagrama de Moeller.
EJEMPLO
RESUELTO
9
Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: O (Z = 8); S (Z = 16); Se (Z = 34);
Sr (Z = 38); Xe (Z = 54).
Conocemos el número atómico (Z) de los elementos, lo que nos indica los protones que hay en sus núcleos. Dado
que los átomos son neutros, hay el mismo número de electrones que de protones. Completamos las configuraciones electrónicas usando el diagrama de Moeller:
O (Z = 8):
S (Z = 16):
Se (Z = 34):
Sr (Z = 38):
Xe (Z = 54):
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4d 10 5p6
AHORA
TÚ
5
Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: Ne (Z = 10); Ca (Z = 20); Te (Z = 52).
45
Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund
Para poder explicar ciertas propiedades de los elementos, incluyendo el enlace químico, es necesario introducir la última regla que afecta a la configuración electrónica,
es decir, a la distribución de los electrones en un átomo. Se trata del principio de
máxima multiplicidad, también conocido como regla de Hund. Este principio nos
indica cómo se llenan los orbitales de energía equivalente.
En orbitales de la misma energía, los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con los espines paralelos y, por tanto, sin aparear.
Esta regla se entiende mejor viendo los diagramas de orbitales, en los que representamos cada orbital con una casilla. Un electrón con espín +1/2 se representa con
una flecha hacia arriba y un electrón con espín −1/2, con una flecha hacia abajo.
El diagrama de orbitales es importante para los electrones del último nivel (los más
externos) porque nos informa del número de electrones desapareados que tiene un
átomo. Por ejemplo, la configuración electrónica del nitrógeno (Z = 7) es:
1s2 2s2 2p3
El diagrama de orbital del nivel 2 sería:
↑↓
↑↓
↑
Sin embargo, este diagrama es incorrecto, porque hemos apareado dos electrones
en la primera casilla p antes de que todas las casillas p tuviesen un electrón. El diagrama correcto es:
↑↓
EJEMPLO
RESUELTO
10
a
↑
↑
Señala cuáles de los siguientes diagramas de orbitales son posibles. Justifica tu respuesta.
↑↑
↑
c
1s22s1
b
↑
↑↓
e
↑↓
1s3
↑
1s22s1
↑↓↑
d
↑↓
↑
↑↑
↑
↑
2s22p4
↑↓
↑↓ ↑↓
2s22p4
f
↑↓
2s22p3
a No se cumple el principio de exclusión de Pauli, pues hay 2 e− en el mismo orbital con el mismo espín. Por tanto,
los dos electrones tendrían los cuatro números cuánticos iguales.
b Sí es posible. Se cumplen todas las reglas.
c No se cumple el principio de exclusión de Pauli, puesto que no puede haber 3 e− en el mismo orbital. El primer
electrón y el tercero tendrían los cuatro números cuánticos iguales.
d No es posible, pues no se respeta el principio de máxima multiplicidad: hay cuatro electrones apareados, mientras que aún queda un orbital sin ningún electrón.
e Sí es posible. Se cumplen todas las reglas.
f No se cumple el principio de exclusión de Pauli, pues hay 2 e− en el mismo orbital con el mismo espín. Por tanto,
los dos electrones tendrían los cuatro números cuánticos iguales.
46
2
5 LA TABLA PERIÓDICA
En la Antigüedad se conocían algunos elementos químicos tales como el oro, la plata,
el cobre, etc. Posteriormente se fueron descubriendo más elementos, hasta llegar
a los 110 que se contabilizan en la actualidad. La mayoría de ellos son naturales;
el resto se obtienen artificialmente. De todos estos elementos, alrededor de 80
son metales, 15 son no metales típicos y el resto posee propiedades intermedias.
A pesar de la sorprendente diversidad de propiedades y comportamientos que tienen
los elementos químicos, es posible vislumbrar la existencia de ciertas relaciones y
analogías entre ellos. Por ello, desde siempre se ha intentado clasificarlos, buscando
la posible existencia de semejanzas en sus propiedades con el fin de simplificar el
estudio de la química.
Tras diversos intentos, se llegó a la tabla periódica actual, basada en los trabajos del
ruso Mendeleiev, quien usó el orden creciente de las masas atómicas como criterio
de ordenación según la propuesta de Moseley.
Dmitri Mendeléyev (1834 – 1907).
En la tabla periódica actual se pueden observar una serie de columnas y de filas en las
que se organizan los elementos atendiendo a los siguientes criterios:
1. Los elementos colocados en la misma columna constituyen los grupos, también
llamados familias. Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades físicas
y químicas semejantes. Hay 18 grupos.
2. Los elementos situados en la misma fila constituyen los períodos. Hay 7 períodos.
El primero es el que cuenta con menos elementos; el segundo y el tercero son
cortos; el cuarto y el quinto, largos, y el sexto y el séptimo, muy largos.
La estructura de la tabla periódica guarda una estrecha relación
con la configuración electrónica de la última capa, o capa de valencia. Todos los elementos situados en el mismo grupo o familia tienen la misma configuración electrónica externa o de valencia, de ahí que se comporten químicamente de forma semejante.
1. El bloque s está formado por 2 columnas, tantas como electrones caben en los subniveles s. Los elementos de este bloque acaban su configuración electrónica en s1 o s2.
2. El bloque p está formado por 6 columnas, tantas como electrones caben en los subniveles p. Los elementos de ese bloque
acaban su configuración en s2p1, s2p2... hasta s2p6, dependiendo de la familia de que se trate.
3. El bloque d está formado por 10 columnas, tantas como
electrones caben en los subniveles d. Los elementos de ese
bloque acaban su configuración en d1, d2... hasta d10, en el nivel
(n − 1).
4. Finalmente, el bloque f está formado por 14 columnas, tantas como electrones caben en el subnivel f.
Tabla periódica propuesta por Dmitri Mendeléyev en 1891.
47
48
7
6
5
4
3
2
1
II A
IA
Radio
(226)
Ra
Fr
(223)
88
87
Francio
137,34
132,90
Ba
Cs
Bario
56
55
Cesio
87,62
85,47
Sr
Rb
Estroncio
38
37
Rubidio
40,08
35,45
Ca
K
Calcio
20
19
Potasio
24,31
22,99
Mg
Na
Magnesio
12
11
Sodio
9,01
6,94
Be
Berilio
Li
Litio
4
3
1,008
H
Hidrógeno
1
(2)
(1)
**
*
**
*
88,90
Y
Ytrio
39
44,95
Sc
IVB
(4)
VB
(5)
T
Torio
232,02
Th
Ac
(227)
90
89
Actinio
140,12
138,91
Ce
La
Cerio
58
57
Lantano
(262)
Dubnio
Db
105
180,95
T
Ta
Tántalo
73
92,90
Nb
Niobio
41
50,94
V
V
Vanadio
23
(261)
Rutherfordio
Rf
104
178,49
Hf
Hafnio
72
91,22
Zr
Zirconio
40
47,90
Ti
T
Titanio
22
Nombre
Número atómico
Escandio
21
IIIB
(3)
(231)
Protoactinio
Pa
91
140,90
Pr
238,03
Uranio
U
92
144,24
Nd
60
(264)
Bohrio
Bh
107
186,20
Re
Renio
75
(99)
T
Tc
43
54,94
(237)
Neptunio
Np
93
(145)
Pm
61
(277)
Hassio
Hs
108
190,20
Os
Osmio
76
101,07
Ru
Rutenio
44
55,84
Praseodimio Neodimio Promecio
59
(266)
Seaborgio
Sg
106
183,85
W
W
Wolframio
74
95,94
Mo
Fe
Hierro
Mn
M
Manganes
o
26
25
9,01
Berilio
4
(8)
Be
VIIB
(7)
Molibdeno Tecnecio
T
42
51,99
Cr
Cromo
24
VIB
(6)
IB
(11)
(242)
Plutonio
Pu
94
150,35
Sm
Samario
62
(268)
(243)
Americio
Am
95
151,96
Eu
Europio
63
(271)
Ds
110
195,09
Pt
Platino
78
106,40
Pd
Paladio
46
58,71
Ni
Níquel
28
(247)
Curio
Cm
96
157,25
Gd
Gadolinio
64
(272)
Rg
111
196,96
Oro
Au
79
107,87
Plata
Ag
47
63,54
Cu
Cobre
29
(249)
(251)
(254)
Es
99
164,93
Ho
Holmio
(253)
Fermio
Fm
100
167,26
Er
68
Erbio
Gases
Californio Einstenio
Cf
98
162,50
Dy
Disprosio
66
No metales
Líquidos
208,98
Bi
Bismuto
83
121,75
Sb
Antimonio
51
74,92
As
Metaloides
67
207,19
Pb
Plomo
82
118,69
Sn
Estaño
50
72,59
Ge
33
30,97
P
Fósforo
15
14,006
N
Germanio Arsénico
32
28,08
Si
Silicio
14
12,01
C
7
VA
(15)
(256)
(253)
No
102
173,04
Yb
Yterbio
70
(25)
Lr
103
174,97
Lu
Lutecio
71
artificialmente
(222)
Rn
Radón
86
131,30
Xe
Xenón
54
83,80
Kr
Criptón
36
39,95
Ar
Argón
18
20,18
Ne
10
4,0026
He
Helio
2
0
(18)
Neón
Sintetizados
(210)
At
Astato
85
126,90
I
Yod
Yo
odo
53
79,90
Br
Bromo
35
35,45
Cl
Cloro
17
18,99
F
Flúor
9
VII A
(17)
Mendelevio Nobelio Lawrencio
Md
101
168,93
T
Tulio
Tm
69
(210)
Po
Polonio
84
127,60
T
Te
T
Teluro
52
78,9
78,96
Se
Selenio
34
32,0
32,06
S
Azufre
16
15,9
15,99
O
8
VIA
(16)
Carbono Nitrógeno Oxígeno
6
I A
IV
(14)
Sólidos
204,37
Tl
T
Talio
81
114,82
In
Indio
49
69,72
Galio
Ga
31
26,98
Al
Aluminio
13
10,81
B
Boro
5
IIIA
(13)
Metales
Berkelio
Bk
97
158,92
Tb
T
Terbio
65
200,59
Hg
80
112,40
Cd
Cadmio
48
65,37
Cinc
Zn
30
II B
(12)
Mercurio
Masa atómica
Símbolo
(10)
Metnerio Darmstadio Roentgenio
Mt
109
192,20
Ir
Iridio
77
102,90
Rh
Rodio
45
58,93
Co
Cobalto
27
VIII B
(9)
Las masas atómicas que están entre paréntesis corresponden al isótopo más estable.
Tabla periódica de los elementos
2
EJEMPLO
RESUELTO
11
Escribe la configuración electrónica de los tres primeros metales alcalinos (grupo 1).
Li (Z = 3):
Na (Z = 11):
K (Z = 19):
1s2 2s1
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
12
Escribe las configuraciones electrónicas de los tres primeros halógenos (grupo 17). ¿Cuál es la configuración externa del yodo y del astato?
F (Z = 9):
Cl (Z = 17):
Br (Z = 35):
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
La configuración externa del yodo es 5s2 5p5 y la del astato, 6s2 6p5.
13
Escribe las configuraciones electrónicas del cobre (Z = 29) y de la plata (Z = 47).
Cu (Z = 29):
Ag (Z = 47):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 9
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d 9
AHORA
TÚ
6
Escribe las configuraciones electrónicas de los tres primeros elementos del grupo 2.
7
Escribe las configuraciones electrónicas de los tres primeros elementos del grupo 16. ¿Qué semejanzas
encuentras entre ellas?
Observa, ahora, las columnas que hay en cada período:
• En el período 1 hay 2 columnas.
• En los períodos 2 y 3 hay 8 columnas.
• En los períodos 4 y 5 hay 18 columnas.
• En los períodos 6 y 7 (si intercalamos las 14 columnas del bloque f) hay 32 columnas.
Como se ve, el número de columnas de cada período (2, 8, 18, 32) se corresponde
con el número de electrones que caben en las cuatro primeras órbitas (n = 1, 2, 3, 4).
Los elementos dentro de un mismo período (horizontal) tienen el mismo número de
niveles electrónicos. Podemos construir la configuración electrónica del siguiente
elemento de la tabla periódica añadiendo un electrón, el electrón diferenciador,
que se aloja en el nivel vacante de menor energía, aunque en algún caso puede presentarse alguna excepción que no estudiaremos este curso.
La tabla periódica sirve también como regla mnemotécnica para recordar el orden
de llenado al escribir las configuraciones electrónicas, como veremos en el siguiente ejemplo resuelto.
Los elementos se ordenan en la tabla periódica
según su configuración electrónica.
49
EJEMPLO
RESUELTO
14
Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: O, S y Se.
Escribiremos las configuraciones electrónicas de estos elementos sin necesidad de conocer los respectivos números atómicos. Solo tendremos en cuenta el emplazamiento de cada elemento en la tabla periódica:
El O está en la cuarta columna del grupo p, por lo que su configuración electrónica acaba en p4. Como está en
el segundo período, los electrones más externos están en el nivel 2; por tanto, acaba en 2p4. Si transitamos desde
la primera casilla del grupo 1 (en el período 1) hasta la casilla del oxígeno, pasamos sucesivamente por:
Período 1, bloque s: escribimos 1s2.
Período 2, bloque s: escribimos 2s2.
Período 2, bloque p, columna 4: escribimos 2p4: [O] = 1s2 2s2 2p4.
El S está en el período 3, bloque p, columna 4. Su configuración acaba en 3p4. Si transitamos desde la primera
casilla hasta la que ocupa el azufre, debemos escribir: [S] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
El Se está en el período 4, bloque p, columna 4. Su configuración acaba en 4p4. Si hacemos el mismo recorrido que
antes, vemos que después de pasar por el período 4 del bloque s, antes de llegar al bloque p del mismo período hay
que transitar por el bloque d por primera vez, y, como el primer nivel que tiene subnivel d es el 3, debemos escribir
3d 10 antes de pasar a 4p4. El resultado es: [Se] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p4.
AHORA
TÚ
8
A partir de su posición en la tabla periódica, y suponiendo que no conoces su número atómico, escribe las
configuraciones electrónicas del magnesio, el aluminio y el silicio.
Elementos representativos
Los elementos de los bloques s y p, es decir, los elementos de los grupos 1 y 2 y de los
grupos del 13 al 18 (que suman un total de 8 columnas), se denominan representativos, porque son los que más fielmente «representan» la ley periódica de que los
elementos de la misma columna se asemejan en propiedades. Los electrones de valencia de los elementos representativos coinciden con el grupo al que pertenecen:
• Grupo 1 (familia de los alcalinos): tienen 1 e− de valencia (ns1).
• Grupo 2 (familia de los alcalinotérreos): tienen 2 e− de valencia (ns2).
• Grupo 13 (familia de los térreos): tienen 3 e− de valencia (ns2 np1).
• Grupo 14 (familia de los carbonoideos): tienen 4 e− de valencia (ns2 np2).
• Grupo 15 (familia de los nitrogenoideos): tienen 5 e− de valencia (ns2 np3).
RECUERDA
A los elementos del grupo 18
se los denomina gases nobles o
inertes por su ausencia de reactividad química.
50
• Grupo 16 (familia de los calcógenos o anfígenos): tienen 6 e− de valencia (ns2 np4).
• Grupo 17 (familia de los halógenos): tienen 7 e− de valencia (ns2 np5).
• Grupo 18 (familia de los gases nobles o inertes): tienen 8 e− de valencia (ns2 np6).
La inactividad química de los gases nobles se atribuye a la gran estabilidad que les
proporciona su configuración electrónica. El primero de la familia, el helio (dos electrones), tiene el primer nivel o capa completo, por lo que su estructura electrónica es
1s2. El resto de los gases nobles presentan los subniveles s y p de la última capa completos con 8 e− (ns2 np6); tienen lo que se llama el octeto completo.
2
Elementos representativos
Elementos de transición
Los elementos del bloque d se llaman elementos de transición porque hay que transitar por ellos para pasar de un lado a otro de los elementos representativos. El electrón
diferenciador entra en los orbitales d; caben hasta 10 e− repartidos en cinco de estos
orbitales.
Elementos de transición interna
Elementos de transición
Elementos de transición interna
Los elementos del bloque f aparecen desplazados al final de la tabla periódica para
no alargarla en exceso. El electrón diferenciador entra en los orbitales f, donde tienen
cabida hasta 14 e− repartidos en siete de estos orbitales. Distinguimos dos series, los
lantánidos y los actínidos.
FIGURA 11 Clasificación de los elementos según
su posición en la tabla periódica.
EJEMPLO
RESUELTO
15
Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos Na, Mg, Fe, Ni y Cl. ¿Cuáles son representativos? ¿Cuáles son de transición?
[Na] = 1s2 2s2 2p6 3s1
[Mg] = 1s2 2s2 2p6 3s2
[Fe] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 6
[Ni] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 8
[Cl] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Son representativos el sodio, el magnesio y el cloro, porque tienen su último e− en un orbital s o en un orbital p.
Son de transición el hierro y el níquel, porque tienen su último e− en un orbital d.
16
Considera los siguientes elementos con su configuración electrónica:
[W] = 1s2 2s2 2p3
[X] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
[Y] = 1s2 2s2 2p6 2s2 3p6 4s2 3d 10 4p3
Razona la validez de las siguientes afirmaciones:
a Pertenecen al mismo período.
b Pertenecen al mismo grupo.
a
b
c
d
c Y pertenece al cuarto período.
d El número atómico de X es 14.
Falso. La última capa ocupada no es la misma en ninguno de ellos. Pertenecen a períodos distintos.
Verdadero. La configuración de todos ellos es similar: ns2 np3.
Verdadero. La última capa ocupada es la cuarta.
Falso. X es un átomo neutro y posee 15 e−, por ello su núcleo tiene 15 p+ (Z = 15).
51
6 PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son propiedades periódicas de los elementos aquellas propiedades tanto físicas
como químicas que varían de modo regular con el número atómico al ser consecuencia de la forma en que se distribuyen los electrones en el átomo.
Radio atómico
El tamaño de los átomos se relaciona con el radio de estos, y se calcula de forma
indirecta a partir de la medida de las longitudes de los enlaces. Las tendencias generales de variación en el sistema periódico (SP) se resumen en la FIGURA 12.
FIGURA 12 Variación del radio atómico.
EJEMPLO
RESUELTO
17
1. En un mismo grupo, el radio atómico aumenta a medida que descendemos en
la tabla, debido a que el átomo se hace mayor al aumentar el número de capas.
2. En un mismo período, el radio atómico disminuye al avanzar hacia la derecha,
ya que va aumentando el número de protones y con ello la carga del núcleo, de
manera que la mayor carga positiva del núcleo hace crecer la atracción sobre cada
electrón y, en consecuencia, el átomo se contrae. Si bien también aumenta el número de electrones, todos ellos se añaden en el mismo nivel.
Indica el orden creciente del tamaño del átomo de los elementos C (Z = 6), F (Z = 9) y Si (Z = 14).
Si situamos los elementos en la tabla periódica, podemos observar que:
• El C y el F son del mismo período; por tanto, a mayor Z, menor radio.
• El C y el Si son del mismo grupo; por tanto, a mayor Z, mayor radio.
El orden creciente de los radios es r (F) < r (C) < r (Si).
Potencial de ionización
El potencial de ionización o energía de ionización (EI) es la energía que se necesita
para extraer el electrón más débilmente ligado a un átomo en estado gaseoso. Se
trata del siguiente proceso:
X + EI → X+ + e−
El átomo X se convierte en un ion positivo (catión).
1. En un mismo grupo, la energía de ionización disminuye a medida que descendemos en la tabla periódica, ya que los electrones periféricos están más alejados
del núcleo y, por tanto, son retenidos más débilmente.
FIGURA 13 Variación del potencial de ionización.
2. En un mismo período, la energía de ionización aumenta, en general, hacia la
derecha. En efecto, a medida que crece el número atómico, la atracción del núcleo sobre los electrones es mayor, por lo que la energía necesaria para arrancar
uno de ellos aumenta.
En cualquier caso, hay pequeñas irregularidades que corresponden a átomos con
niveles llenos o semillenos que al gozar de más estabilidad tienen una EI algo mayor.
52
2
EJEMPLO
RESUELTO
18
Indica el orden creciente de la energía de ionización de los elementos C (Z = 6), F (Z = 9) y Si (Z = 14).
Si analizamos la configuración electrónica de los elementos y los situamos en el SP, observamos que:
• El C y el F son del mismo período; por tanto, a mayor Z, mayor EI.
• El C y el Si son del mismo grupo; por tanto, a mayor Z, menor EI.
El orden creciente de la EI es EI (Si) < EI (C) < EI (F).
AHORA
TÚ
9
Ordena de mayor a menor energía de ionización los siguientes elementos: Ra, N y Cu.
Afinidad electrónica
La afinidad electrónica o electroafinidad (AE) de un elemento es la energía liberada
cuando un átomo de este elemento en estado gaseoso adquiere un electrón y se
convierte en anión:
X + e− → X− + AE
La afinidad electrónica es una propiedad difícil de determinar experimentalmente.
Hay elementos como los gases nobles cuya afinidad electrónica no se ha podido determinar debido a la gran inestabilidad del anión. Como norma general:
1. En un mismo grupo, la afinidad electrónica disminuye hacia abajo.
2. En un mismo período, la afinidad electrónica aumenta hacia la derecha.
Es decir, la afinidad electrónica presenta la misma variación que la energía de ionización.
Observa en las figuras 13 y 14 que la energía de ionización y la afinidad electrónica
varían de igual manera. Cuando ambos valores son altos, el elemento en cuestión
tiene una elevada tendencia a ganar electrones, y por ello se necesitan grandes cantidades de energía para arrancarlos.
FIGURA 14 Variación de la afinidad electrónica.
EJEMPLO
RESUELTO
19
Indica el orden creciente de la afinidad electrónica de los elementos N (Z = 7), Mg (Z = 12), Al (Z = 13)
y P (Z = 15).
• El Mg, el Al y el P son del mismo período; por tanto, a mayor Z, mayor AE.
• El N y el P son del mismo grupo; por tanto, a mayor Z, menor AE.
El orden creciente de la electroafinidad es AE (Mg ) < AE (Al) < AE (P) < AE (N).
53
Electronegatividad
La electronegatividad (EN) indica la atracción que un átomo ejerce sobre un par de
e− compartido con otro átomo en el enlace covalente.
2,1
1 1,5
2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
0,9 1,2
1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
0,8 1,0 1,3 1,5 1,6 1,6 1,5 1,8 1,9 1,9 1,9 1,6 1,6 1,8 2,0 2,4 2,8
0,8 1,0 1,2 1,4 1,6 1,8 1,9 2,2 2,2 2,2 1,9 1,7 1,7 1,8 1,9 2,1 2,5
0,7 0,9 1,0 1,3 1,5 1,7 1,9 2,2 2,2 2,2 2,4 1,9 1,8 1,9 1,9 3,0 2,2
0,7 0,9
FIGURA 15 Tabla periódica con valores de electronegatividad.
Cuanto mayor es la electronegatividad de un átomo, mayor es su
tendencia a atraer al par de e−. En un sentido más general, la electronegatividad es un indicador de la atracción que un átomo ejerce
sobre los electrones.
Combinando los valores de EI y AE, el químico americano Linus
Pauling estableció una escala de electronegatividad con valores
comprendidos entre 0 y 4. El valor más grande, el 4, corresponde
al flúor, que es el elemento más electronegativo de todos. El oxígeno (con un valor de 3,4), el cloro (con un valor de 3,2) y el
bromo (con un valor de 3,0) son también elementos muy electronegativos.
En la FIGURA 15 se puede observar que la tendencia general de la electronegatividad
es aumentar en el período hacia la derecha y disminuir en el grupo hacia abajo, igual
que la EI y la AE.
EJEMPLO
RESUELTO
20
Razona qué elementos tienen mayor electronegatividad: a litio u oxígeno; b nitrógeno o neón; c cloro o
fósforo.
a El O es un no metal del grupo 16 y tiene tendencia a ganar e−, mientras que el Li es un metal y su tendencia es
perder e−. Por tanto, el O es más electronegativo que el Li.
b El N es un no metal; por tanto, es más electronegativo que el Ne, que es un gas noble y por tanto no tiene tendencia ni a ganar ni a perder e−, ya que tiene completo el octeto.
c El Cl y el P están en el mismo período, y dentro del período la electronegatividad aumenta hacia la derecha (→).
El cloro es uno de los elementos más electronegativos que se conocen, con un valor de 3,2.
AHORA
TÚ
10
Coloca en orden creciente de electronegatividad los siguientes elementos: Al, K, O y Cr.
Aunque los elementos de la tabla periódica se clasifican tradicionalmente en metales, no metales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras
clases, existiendo unos elementos llamados semimetales con características intermedias.
FIGURA 16 Metales, semimetales, no metales
y gases metales
nobles en la tabla periódica.
no metales
54
semimetales
gases nobles
La FIGURA 16 muestra una tabla muda con una línea quebrada que separa la zona de
metales de los no metales. Los elementos que tocan la línea quebrada, como el Si y
el Ge se consideran semimetales. Los elementos más alejados de esa línea divisoria
tienen más acentuado su carácter metálico o no metálico. Los elementos más metálicos son los alcalinos y los más no metálicos, los halógenos.
Revisión de la unidad
2
1
15
2
16 ¿Qué dice el principio de exclusión de Pauli y qué
consecuencia tiene sobre el número máximo de electrones que caben en un orbital?
Rellena los huecos: «La primera partícula que se des. Tras su descubrimiento, a finacubrió fue el
les del siglo XIX, se empezó a pensar que los
tenían una estructura interna».
Describe brevemente el modelo atómico de Thomson. ¿Con qué nombre se conoce también?
3
Describe el experimento conocido como experiencia
de Rutherford e indica cuáles fueron sus resultados.
4
Describe brevemente el modelo atómico de Rutherford. ¿Con qué nombre se conoce también?
5
¿Qué inconvenientes y qué ventajas tenía el modelo
atómico de Rutherford?
6
Después del electrón, ¿qué otras dos partículas fundamentales se descubrieron y en qué orden?
7
Define los conceptos número atómico y número másico e indica con qué símbolos se representan.
8
Rellena los huecos: «Se llaman isótopos los distintos
que se diferencian en el
átomos de un mismo
, es decir que tienen el mismo
número de
pero distinto
».
9
¿Por qué las masas atómicas de los elementos (que
figuran en la tabla periódica) no son números naturales?
10
Explica qué son las denominadas órbitas estacionarias en el modelo atómico de Bohr.
11
¿Cómo explica el modelo de Bohr las líneas del
espectro del hidrógeno?
12
¿Qué es el número cuántico principal en el modelo
atómico de Bohr y qué valores puede tomar?
¿Qué número máximo de electrones caben en
cada órbita o nivel?
17
¿Cuántos electrones caben en los subniveles s?
¿Y en los subniveles p, d y f?
18
¿Qué es el diagrama de Moeller? Reprodúcelo.
19
Enuncia el principio de máxima multiplicidad de
Hund.
20
¿Qué es un grupo y qué es un período en la tabla
periódica? ¿Cuántos grupos y períodos hay?
21
Rellena los huecos: «La estructura de la tabla
periódica tiene mucho que ver con la configuración
electrónica de la última capa o capa de valencia. Todos
tienen la
los elementos situados en el mismo
configuración electrónica externa similar, de ahí que
».
se comporten químicamente de forma
22
¿Cuántas columnas hay en los bloques s, p, d y f
de la tabla periódica? ¿Cuál es su relación con la configuración electrónica?
23
¿A qué se llama elementos representativos?
¿Y elementos de transición?
24
¿A qué se llama propiedades periódicas atómicas?
25
¿Cuáles son las cuatro propiedades periódicas citadas en el texto y cuáles son sus reglas de variación?
26
¿Qué significa que un átomo de hidrógeno esté
en el estado fundamental? ¿Y en un estado excitado?
Rellena los huecos: «La
es la energía que
se necesita para extraer a un átomo el electrón más
débilmente ligado cuando se encuentra en estado
».
14
27
13
Además del número cuántico principal, ¿cuáles
son los otros tres números cuánticos que permiten
identificar los electrones de un átomo y qué valores
pueden tomar?
Rellena los huecos: «La
de un elemento
es la energía liberada cuando un átomo de dicho elemento en estado gaseoso adquiere un electrón y se con(ion negativo)».
vierte en
55
EJERCICIOS RESUELTOS
ejercicio 1 Indica el número de protones, neutrones y electrones que tiene el isótopo de carbono 126 C . Indica, también, dónde se alojan estas partículas.
Siendo el átomo 126 C un isótopo de carbono, tiene el mismo número atómico que este, es decir, Z = 6. Por tanto, el número de protones que alberga el átomo en su núcleo es np+ = Z = 6.
El número de neutrones es 12 − 6 = 6.
Si el isótopo es un átomo neutro, el número de electrones es igual al número de protones. Así,
el átomo alberga 6 electrones en su corteza.
ejercicio 2 El neón es un elemento químico de número atómico Z = 10. En la naturaleza se
encuentran tres isótopos, de masas atómicas 19,99, 20,99 y 21,99 u. Si sus proporciones respectivas son del 90,92 %, 0,26 % y 8,82 %, calcula la masa atómica media ponderada en unidades de masa atómica (u) y en kg.
Calculamos la masa atómica en u:
90,92 ⋅ 19,99 0,26 ⋅ 20,99 8,82 ⋅ 21,99
+
+
= 20,169 u
100
100
100
La expresamos ahora en kg: 20,169 u ⋅
1, 66 ⋅ 10−27 kg
= 3, 348 ⋅ 10−26 kg
1u
ejercicio 3 La masa atómica del cloro es 35,45 u. Sus dos isótopos 35Cl y 37Cl tienen masas de
34,97 y 36,93 u, respectivamente. Calcula el porcentaje en el que se encuentra en la naturaleza
cada uno de ellos.
Llamamos x al porcentaje en el que se encuentra en la naturaleza el isótopo 35Cl. El porcentaje
en que se encuentra el isótopo 37Cl es, por tanto, 100 − x. La masa atómica media ponderada del
cloro se calcula entonces así:
34,97 ⋅ x 36, 93 ⋅ (100 − x )
+
= 35,45 u → 34,97x + 36,93 ⋅ 100 − 36,93x = 100 ⋅ 35,45 u
100
100
Despejamos x y obtenemos el porcentaje en el que se encuentra el isótopo 35Cl:
(34,97 − 36,93)x = 3.545 − 3.693 → x = 75,53 %
Por tanto, los porcentajes en los que se encuentran los isótopos en la naturaleza son 75,53 %
el 35Cl y 24,47 % el 37Cl.
ejercicio 4 ¿Qué son los isótopos? ¿En qué se distinguen?
Los isótopos son átomos del mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones;
por tanto, tienen el mismo número atómico (Z) y distinto número másico (A).
ejercicio 5 Indica en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes
combinaciones de números cuánticos: (1, 0, 0, 1/2) y (4, 1, 0, −1/2).
La primera combinación corresponde al orbital 1s.
La segunda combinación corresponde al orbital 4p.
56
2
ejercicio 6 Indica cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son posibles
e indica a qué orbitales corresponden:
a (3, 0, 0, −1/2)
a
b
c
d
b (3, 3, −1, +1/2)
c (2, 1, −1, −1/2)
d (4, 3, 3, −1/2)
Es una combinación posible que corresponde al orbital 3s.
No es una combinación posible, ya que no puede ser mayor que (n − 1).
Es una combinación posible que corresponde al orbital 2p.
Es una combinación posible que corresponde al orbital 4f.
ejercicio 7 Escribe las configuraciones electrónicas del Sr (Z = 38) y del Br (Z = 35).
Sr (Z = 38; 38 e−):
Br (Z = 35; 35 e−):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
ejercicio 8 De los siguientes elementos: Al, Ca, K, Mn, S, F y Ba, ¿qué pareja tiene propiedades
químicas más parecidas?
El calcio y el bario son los elementos con propiedades químicas más parecidas, puesto que pertenecen al grupo 2, el de los metales alcalinotérreos.
ejercicio 9 Deduce, a partir de su configuración electrónica, el período y el grupo al que pertenecen los elementos Se (Z = 34), Sr (Z = 38), N (Z = 7), Cd (Z = 48) y Rb (Z = 37).
Se (34 e−):
Sr (38 e−):
N (7 e−):
Cd (48 e−):
Rb (37 e−):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p4 → período 4, grupo 16
1s2 2s2 2p6 2s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 → período 5, grupo 2
1s2 2s2 2p3 → período 2, grupo 15
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4d 10 → período 4, grupo 12
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s1 → período 5, grupo 1
ejercicio 10 Considera dos elementos de configuraciones [A] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 3 y
[B] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10, e indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
Justifica tu respuesta.
a Los dos elementos pertenecen al mismo grupo.
b Son del mismo período.
c Son no metales.
d Son metales de transición.
e Tienen propiedades químicas similares.
Para responder a las preguntas consideramos la disposición de los últimos electrones en cada caso
A: 4s2 3d 3; B: 4s2 3d 10.
a
b
c
d
e
Falso. A es del grupo 5 y B es del grupo 12.
Verdadero. Ambos son del período 4, al ser esta su última capa con electrones.
Falso. Ambos son metales.
Verdadero. A es el vanadio y B es el cinc.
Falso. Al ser de grupos distintos, sus propiedades son también distintas.
57
EJERCICIOS RESUELTOS
ejercicio 11 Un anión A2− tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
a ¿Cuál es la configuración electrónica del elemento neutro?
b Determina a qué grupo y período pertenece.
c ¿De qué elemento se trata?
a El elemento A debe tener dos electrones menos que el ión A2−, por lo que su configuración
electrónica es: [A]= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
b Vemos en su configuración electrónica que el último nivel ocupado es 3s2 3p4; por tanto, el
elemento pertenece al período 3 y al grupo 16.
c Se trata del azufre.
ejercicio 12 Considera dos elementos, A y B, de números atómicos 11 y 34, respectivamente.
a
b
c
d
¿Cuántos electrones de valencia tiene cada elemento?
¿A qué grupo y período pertenece cada uno de ellos?
¿Cuál es un metal y cuál un no metal?
Identifica en la tabla periódica los elementos A y B.
a Para responder a la primera pregunta escribimos las configuraciones electrónicas de los dos
elementos y nos fijamos en el último nivel ocupado:
[A] = 1s2 2s2 2p6 3s1 → 1 e− de valencia
[B] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p4 → 6 e− de valencia
b Elemento A: última capa, 3s1 → período 3, grupo 1
Elemento B: última capa, 4s2 4p4 → período 4, grupo 16
c A es un metal y B es un no metal.
d El elemento A es el sodio (Na) y el elemento B, el selenio (Se).
ejercicio 13 Considera dos elementos, A y B, de números atómicos 19 y 35, respectivamente.
a
b
c
d
Indica la configuración electrónica de cada elemento.
Señala la situación de cada elemento en la tabla periódica.
Compara tres propiedades periódicas de ambos elementos.
Identifica en la tabla periódica los elementos A y B.
a A (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
B (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p5
b Elemento A: última capa, 4s1 → período 4, grupo 1 (alcalinos)
Elemento B: última capa, 4s2 4p5 → período 4, grupo 17 (halógenos)
c Los dos elementos están en el mismo período; por tanto, para comparar sus propiedades
periódicas solo tenemos que fijarnos en cuál está más a la derecha en la tabla periódica
y recordar cómo evolucionan las propiedades atómicas hacia la derecha.
radio atómico: r (A) > r (B) (El radio disminuye hacia la derecha).
energía de ionización: EI (A) < EI (B) (La EI aumenta hacia la derecha).
afinidad electrónica: AE (A) < AE (B) (La AE aumenta hacia la derecha).
d El elemento A que tiene número atómico Z = 19 es el potasio (K) y el elemento B, que tiene
número atómico Z = 25 el bromo (Br).
58
2
ejercicio 14 Considera tres elementos del sistema periódico, A, B y C, de números atómicos 8,
16 y 19, respectivamente.
a Escribe la configuración electrónica de cada elemento.
b Indica el elemento con un potencial de ionización mayor.
c Indica cuál es el elemento más electronegativo.
a A (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
B (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
C (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
b El elemento A posee mayor EI, ya que es el caso en que se necesita más energía para arrancar
el último electrón.
c El elemento A es el más electronegativo, tiene más tendencia a atraer electrones.
ejercicio 15 Sabiendo que los números atómicos de los elementos O, F y Na son 8, 9 y 11, respectivamente, escribe la configuración electrónica de los iones O2−, F− y Na+. ¿Qué observas?
O (Z = 8)
El O tiene 8 e− en su corteza: su configuración electrónica es [O] = 1s2 2s2 2p4.
El ion O2− tiene 8 + 2 = 10 e− en su corteza: su configuración es [O2−] = 1s2 2s2 2p6.
F (Z = 9)
El F tiene 9 e− en su corteza: su configuración electrónica es [F] = 1s2 2s2 2p5.
El ion F− tiene 9 + 1 = 10 e− en su corteza: su configuración es [F−] = 1s2 2s2 2p6.
Na (Z = 11)
El Na tiene 11 e− en su corteza: su configuración electrónica es [Na] = 1s2 2s2 2p4 3s1.
El ion Na+ tiene 11 − 1 = 10 e− en su corteza: su configuración es [Na+] = 1s2 2s2 2p6.
Los tres iones tienen la misma configuración electrónica (son isoelectrónicos). De hecho, la configuración electrónica de los tres iones es la del gas noble neón.
ejercicio 16 Define el concepto de potencial de ionización, señala cómo varía a lo largo de la
tabla periódica y ordena de mayor a menor EI los siguientes elementos: silicio; oxígeno; calcio.
El potencial de ionización o energía de ionización (EI) es la energía que se necesita para extraer el
electrón más débilmente ligado a un átomo en estado gaseoso. Se trata del proceso descrito por la
siguiente expresión: X + EI → X+ + e−. EI potencial de ionización aumenta hacia arriba en un mismo
grupo y hacia la derecha en un mismo período. El orden creciente de la EI es: EI (Ca) < EI (Si) < EI (O).
ejercicio 17 Define el concepto de electronegatividad, señala cómo varía a lo largo de la tabla
periódica y ordena de menor a mayor EN los tres elementos del ejercicio anterior.
La electronegatividad (EN) indica la mayor o menor atracción que un átomo ejerce sobre un par
de e− compartido con otro átomo en el enlace covalente. Cuanto mayor sea la electronegatividad,
mayor será la tendencia a atraer al par de e−. La EN varía igual que la EI: aumenta hacia arriba en
el grupo y hacia la derecha en el período. El orden creciente de EN es: EN (Ca) < EN (Si) < EN (O).
59
CUESTIONARIO FINAL
1
Considera los siguientes isótopos del silicio:
30
14 Si
28
14 Si
29
14 Si
a Determina la constitución del núcleo de cada
isótopo.
b Calcula la masa atómica media ponderada del silicio sabiendo que las abundancias de cada uno
de los isótopos son: silicio-28, 92,23 %; silicio-29,
4,67 %, y silicio-30, 3,1 %.
2 Sean los elementos A, B y C, cuyos números atómicos son Z = 3, Z = 11 y Z = 19, respectivamente.
a Escribe sus configuraciones electrónicas.
b Indica el período, grupo y nombre de la familia
a que pertenece cada elemento.
c Indica cuál es el símbolo de cada elemento.
3
Completa la tabla:
SÍMBOLO
Z
Co
Cl
A
p+
59
17
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
36
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
108
+
n
27
Ca
Al
e−
[Ne] 3s2 3p1
Rb
85
37
Se2−
79
34
Indica los valores de los números cuánticos n y de cada uno de los siguientes orbitales: 1s, 3p, 4d y 5f.
5
Indica a qué orbitales pertenecen los electrones
cuyas notaciones son:
6
Identifica el elemento correspondiente en cada
caso y justifica su ubicación en la tabla periódica:
a Su configuración electrónica es: [Ne] 3s2 3p5.
b Los números cuánticos de su electrón diferenciador son: n = 2; = 0; m = 0; s = +½.
8 Considera los tres primeros elementos del grupo 2
(Be, Mg y Ca).
a Escribe sus configuraciones electrónicas.
b Colócalos en orden creciente de radios atómicos.
c Colócalos en orden creciente de energía de ionización.
9
De los siguientes conjuntos de números cuánticos,
¿cuáles son posibles y cuáles no lo son? Justifica tu respuesta.
a
b
c
d
e
f
(2, 2, 1, +1/2)
(3, 2, −2, −1/2)
(3, −2, 1, −1/2)
(2, 1, −1, −1)
(1, 0, 0, +1/2)
(2, 0, 1, +1/2)
10
Considera las configuraciones electrónicas de los
elementos A, B y C:
[A] = 1s2 2s2 2p4
[B] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
[C] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
4
(3, 0, 0, +1/2)
7
( 2, 1, −1, −1/2)
Escribe la notación electrónica de los seis electrones del orbital 3p.
a Indica a qué grupo y período pertenece cada elemento.
b Indica qué elemento es menos electronegativo.
c Indica qué elemento tiene mayor radio atómico.
11 Considera las configuraciones electrónicas de los
elementos A y B:
[A] = 1s2 2s2 2p6 3s2
[B] = 1s2 2s2 2p5
a Indica el grupo y el período al que pertenecen los
elementos.
b Indica el nombre de cada uno.
c Indica su número atómico.
d Indica, en cada caso, si la electronegatividad, el
potencial de ionización y el carácter metálico son
elevados o no.
60

Los modelos atómicos y el sistema periódico

Transcripción

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