TEMA 3: “ESTRUCTURA ATÓMICA. SISTEMA PERIÓDICO”
________________ 1. Partículas elementales: electrón, protón y neutrón.
2. Número atómico y número másico. Isótopos.
3. Modelo atómico de Thomson.
4. Modelo atómico de Rutherford. Limitaciones.
5. El origen de las ideas cuánticas:
5.1. Efecto fotoeléctrico. Hipótesis de Planck. Fotón.
5.2. Espectros atómicos.
6. Modelo atómico de Bohr. Cuantización y postulados.
7. Fallos del modelo atómico de Bohr: Modificación de Sommerfeld.
8. Modelo mecanocuántico: Modelo atómico de orbitales.
8.1. Fundamentos: Dualidad onda-corpúsculo y Principio de incertidumbre.
8.2. Concepto de orbital. Modelo de orbitales.
8.3. Números cuánticos.
8.4. Tipos de orbitales. Distribución de orbitales.
8.5. Configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli y regla de máxima multiplicidad de Hund.
9. Evolución de las clasificaciones periódicas de los elementos químicos.
10. Clasificación Periódica de Mendeleiev.
11. El Sistema Periódico actual.
12. Configuración electrónica y Sistema Periódico.
13. Propiedades periódicas:
13.1. Radio atómico.
13.2. Energía de ionización.
13.3. Afinidad electrónica.
13.4. Electronegatividad.
13.5. Carácter metálico y no metálico.
1. PARTÍCULAS ELEMENTALES: ELECTRÓN, PROTÓN Y NEUTRÓN.
En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
El átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleones, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.
El electrón (del griego ἤλεκτρον, ámbar), comúnmente representado por el símbolo: e−, es una partícula subatómica
con carga eléctrica elemental negativa (1,602 176 487 × 10–19 culombios) y una masa de 9.11·10-28 gramos. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto únicamente de protones y neutrones.
El protón (en griego protón significa primero) es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental positiva (1,602 176 487 × 10–19 culombios) y una masa de 1,672 621 637 × 10–27 kg o, del mismo modo, unas 1.836 veces la masa de un electrón. Se encuentra en el núcleo de los átomos.
El neutrón es una partícula sin carga eléctrica. Forma, junto con los protones, los núcleos atómicos. Su masa es muy similar a la del protón (1.68 x 10-24 g). El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos (la única excepción es el hidrógeno), ya que interactúa fuertemente
atrayéndose con los protones, pero sin repulsión electrostática.
Aunque nosotros trabajaremos con estas tres partículas, electrones, protones y neutrones, debemos saber que la subdivisión continúa. En 1964 Gell- Mann y Zweig
propusieron la teoría de los Quarks. Esta considera que en el átomo existen dos docenas de partículas, en su mayoría inestables de forma aislada y algunas de ellas incluso con carga fraccionaria, que pueden agruparse en dos familias: los leptones y los guarks.
Son de un interés especial las llamadas antipartículas: el positrón, el antiprotón y el
antineutrón que son partículas de idéntica masa que sus homónimas pero con carga de distinto signo.
Las antipartículas son estables de forma aislada, pero cuando se encuentran con sus equivalentes, se aniquilan mutuamente transformándose en energía por completo. Hay teorías que suponen la existencia de galaxias enteras formadas por antimateria.
2. NÚMERO ATÓMICO. NÚMERO MÁSICO. ISÓTOPOS.
Hoy se sabe que el núcleo de cualquier átomo está constituido por protones y neutrones. A partir de ellos, se define:
- Z: número atómico = nº protones del núcleo = nº electrones si el átomo está neutro.
- A: número másico = nº protones + nº neutrones = partículas que hay en el núcleo.
El número de neutrones de un núcleo se puede calcular simplemente restando el número másico del número atómico.
Si dos átomos poseen el mismo número atómico Z, pertenecen al mismo elemento. Es
decir, que un elemento queda perfectamente definido dando su número atómico; sin embargo, para dar más información, también se suele dar el número másico, representándose de la siguiente manera:
por ejemplo:
13C 6 protones, 6 electrones y 7 neutrones
14C 6 protones, 6 electrones y 8 neutrones
14N 7 protones, 7 electrones y 7 neutrones
con frecuencia, como vemos, el número atómico se omite, ya que al dar el símbolo del elemento queda perfectamente definido.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento, (por tanto, igual número atómico)
con distinto número másico A, es decir, poseen diferente número de neutrones en su núcleo.
Masa atómica: El número llamado masa atómica que encontramos en la tabla periódica, es en realidad la masa atómica relativa o peso atómico. Este número, no es la masa en u de un átomo, sino una media de la masa de los distintos isótopos de dicho elemento, ponderada por la abundancia relativa de dichos isótopos en la naturaleza
Abundancia isotópica: Indica la fracción del número total de átomos de un cierto isótopo con respecto al total de la muestra.
En el Carbono natural, la abundancia del 12C y 13C son respectivamente 98,9% y 1,1%. Esto quiere decir que de cada 1000 átomos de C considerados, 989 poseen una masa de 12 umas y 11 de ellos, poseen una masa atómica de 13.Conociendo la masa y la abundancia de cada isótopo se puede calcular la masa atómica relativa de cada elemento:
donde mi es la masa de un determinado isótopo y A su abundancia.
Por ejemplo:
3. LOS RAYOS CATÓDICOS.
Si en un tubo de rayos catódicos introducimos un gas a muy baja presión y le aplicamos un alto voltaje entre los electrodos, se observa la formación de unos rayos que van del cátodo al ánodo (rayos
catódicos).
Se trataba de partículas materiales ya que si colocábamos en su trayectoria un molinillo de aspas muy finas, éstas giraban al chocar sobre ellas los rayos catódicos y además tenían que ser de carga negativa puesto que se dirigían al polo positivo y podías ser desviados por la acción de campos magnéticos.
A estas partículas se las llamó electrones.
Sea cual fuese el material del cátodo o el gas del tubo, las partículas emitidas eran siempre las mismas, lo que llevó a la idea de que los electrones eran un constituyente fundamental de todos los átomos.
Años más tarde, en 1909, Millikan, mediante un famoso experimento a través de campos eléctricos y magnéticos, pudo determinar que:
masa del electrón = 9'18.10-31 Kg.
carga del electrón = - 1'602.10-19C.
4. MODELO ATÓMICO DE THONSOM.
El descubrimiento de los electrones y de los rayos catódicos supuso toda una revolución ya que ponía en evidencia que la teoría atómica de Dalton podía tener fallos: los átomos no eran indivisibles sino que estaban formados por partículas más pequeñas. Pero, todo esto planteó nuevos interrogantes:
¿cómo era el átomo en su interior?, ¿cuál era su estructura?
La primera hipótesis la emitió Joseph John Thomson en 1904 al suponer que:
"El átomo está constituido por una esfera material, pero de carga eléctrica positiva, dentro de la cual se encontraban embebidos los electrones necesarios para neutralizar dicha carga y distribuidos en una ordenación que depende del elemento correspondiente".
Este modelo explicaba el fenómeno de los rayos catódicos ya que el átomo así constituido desprendía electrones al provocar una diferencia de potencial elevada entre los electrodos del tubo. El modelo de Thompson se mostró válido hasta la realización del famoso experimento de Rutherford.
5. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD: LIMITACIONES.
A principios del siglo XX ya se sabía que el átomo estaba constituido por dos partículas: el electrón (e-) y el protón (p+).
En 1906 Rutherford llevó a cabo un experimento para comprobar la veracidad del modelo de Thomson, para ello, bombardeó con partículas alfa, "", (núcleos de átomos de He, es decir, partículas con dos cargas positivas), una lámina de oro de unos 500 Å de espesor.
Según el modelo de Thomson, al tener el átomo la carga positiva uniformemente repartida por todo el volumen del átomo y ser de densidad muy baja, sólo debería ejercer débiles fuerzas eléctricas de repulsión sobre las partículas alfa y por lo tanto deberían pasar todas sin sufrir modificaciones significativas de su trayectoria. Sin embargo, Rutherford se encontró con un hecho sorprendente:
a) La mayoría de las partículas, efectivamente, atravesaban la lámina de oro sin desviarse, pero lo sorprendente del experimento era que:
b) unas pocas se desviaban de su trayectoria y muy pocas incluso rebotaban (una de cada 8000 se desviaba más de 90º con respecto a su trayectoria inicial).
El mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si dispararas un proyectil de 15 pulgadas, contra una hoja de papel de seda y rebotara de vuelta hacia ti”
Describir el
experimento de Rutherford.
Para explicar este fenómeno, Rutherford, en 1911, emitió una serie de hipótesis acerca de la estructura interna del átomo:
a) La mayoría del espacio de los átomos está libre de partículas.
b) Los átomos contienen en el centro un núcleo positivo constituido por protones y donde está concentrada casi toda la masa del átomo.
c) Los e- forman una corteza extranuclear y deberán moverse continuamente para no precipitarse sobre el núcleo debido a la atracción electrostática.
d) El tamaño del núcleo es de diez a cien mil veces menor que el tamaño del átomo.
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LIMITACIONES DEL MODELO DE RUTHERFORD.
El mayor problema del modelo de Rutherford es que según la mecánica clásica el movimiento del electrón alrededor del núcleo implicaría perdida de energía y el electrón terminaría cayendo al núcleo.
Tampoco podía explicar los espectros atómicos.
6. EL ORIGEN DE LAS IDEAS CUÁNTICAS:
El problema de la luz:
Desde la antigüedad, las personas se han preguntado cómo vemos, qué es la luz. Ya en la antigua Grecia, filósofos como Empédocles o Leucipo emitieron sus opiniones sobre la naturaleza de la luz. Posteriormente, en la Edad Media y el renacimiento, también hubo tímidos intentos de explicar este fenómeno, pero no fue hasta el S. XVII cuando se empezaron a postular teorías serias sobre la naturaleza real de la luz.
A finales de este siglo, dos gigantes del la física, Newton y Young postularon dos teorías contrapuestas sobre la luz, basadas en hechos científicos.
Teoría de Newton: Newton postulaba que la luz está formada de pequeñas pelotitas, en lo que se conoce como teoría corpuscular o de emisión. El movimiento de estas pelotitas podía explicarse por medio de las leyes de Newton. Esta teoría daba respuestas a muchas preguntas:
¿Por qué la luz viaja en línea recta? Porque así es como toda partícula viaja de acuerdo a la ley de la inercia.
¿Porqué la luz se refleja en algunas superficies? Porque las pelotitas de que está formada, rebotan.
Explicar la refracción es un poco más complicado. Sin embargo, Newton supuso que la velocidad de las pelotitas de luz aumenta bruscamente al pasar de un medio menos denso a otro más denso. El ángulo de refracción calculado de este modo, coincide perfectamente con el encontrado experimentalmente, lo que es más que satisfactorio, aunque posteriormente se demostró que esto es falso.
Para Newton, la intensidad de la luz correspondía con la cantidad de pelotitas que cruzan un punto determinado por unidad de tiempo. La luz demasiado intensa es dañina porque los ojos no pueden soportar la energía que la pelotitas liberan al golpearlos. Por otra parte, la luz de diferentes
colores consiste en pelotitas de diferentes tamaños, las más pequeñas correspondientes al color violeta y las más grandes al color rojo.
Sin embargo, la difracción seguía resistiendo las explicaciones basadas en la teoría corpuscular.
Si la luz estuviera hecha de pelotitas que viajan en línea recta, un obstáculo debería solamente detener una parte de éstas y la proyección de la luz sobre una pantalla consistiría simplemente en una sombra geométrica, como ocurre efectivamente para obstáculos grandes. Sin embargo, no había forma de explicar porqué para obstáculos pequeños la luz se desvía tan notoriamente de su trayectoria rectilínea, ni porqué la luz proyecta sobre una pantalla un complejo patrón de difracción.
¿Cómo explicar la aparición de estas franjas? Si la luz estuviera formada de pelotitas, al hacerla pasar por una doble rendija, aparecerían dos bandas bien definidas. Sin embargo, aparece un patrón de difracción (múltiples bandas iluminadas), lo que ocurriría si por la doble rendija pasara una onda.
Newton hizo varios intentos de contestar a esta pregunta utilizando la teoría corpuscular pero nunca consiguió hacerlo en forma sencilla y elegante. A pesar de esto, su prestigio como padre de la física era tanto, que hubo muchos dispuestos a considerar como verdades sagradas sus más torpes explicaciones.
Teoría de Young: La luz no está formada por pelotitas, sino que es una onda.
Posteriormente, Huygens corroboró esta teoría, ampliándola y completándola:
Teoría de Huygens sobre la naturaleza de la luz.
Huygens, basándose en el experimento de Young, sostuvo que la luz era una onda al igual que el sonido, y que, por lo tanto, presentaría propiedades análogas.
En la teoría ondulatoria de Huygens, la intensidad de la luz se relaciona con la amplitud de la onda mientras que los diferentes colores corresponden a valores diferentes de las longitudes de onda: el color rojo tiene la longitud de onda más larga, mientras que el color violeta tiene la más corta. Según el principio de Huygens, cuando la luz se encuentra con un obstáculo, cada punto de éste se convierte en una nueva fuente de onditas que se propagan en todas direcciones, lo que explica sin problemas la difracción. Estas onditas interfieren entre sí, dando lugar a direcciones de propagación preferenciales, como las que ocurren en los fenómenos de reflexión y refracción.
El principio de Huygens permite calcular, con extremada precisión, los patrones de difracción esperados para diferentes obstáculos.
En resumen, tenemos que la teoría ondulatoria puede explicar propiedades de la luz como la intensidad y el color y fenómenos como la reflexión, la refracción, al igual que lo hace la teoría corpuscular. Pero además, la teoría ondulatoria puede explicar más que satisfactoriamente la
difracción, cosa que la teoría corpuscular no puede. A pesar la evidente ventaja, la teoría ondulatoria fue recibida con recelo. Por una parte estaba el gran prestigio de Isaac Newton, pero por otra, es verdad que la teoría tenía varios puntos flacos. La analogía entre sonido y luz, que fue la principal impulsora de la teoría, es útil también para señalar sus problemas. Si la luz es una onda, ¿por qué no puede sacarle la vuelta a los obstáculos como lo hace el sonido? Además, si se coloca una campana dentro de un recipiente transparente al vacío, no podemos oír el sonido de la campana, pero sí podemos verla. ¿Por qué el sonido no puede propagarse en el vacío mientras que la luz sí puede?
El principio de Huygens puede explicar esto sin problemas, ya que predice que la difracción sólo será perceptible cuando las dimensiones del obstáculo sean similares a la longitud de onda. La longitud de onda de la luz es muy pequeña en comparación con los objetos cotidianos, por lo que en
nuestra vida diaria es muy difícil que la percibamos y podemos considerar por tanto, que la luz viaja en línea recta. En cambio, la longitud de onda del sonido es mucho más grande, por lo que la difracción sí puede percibirse y estas porciones difractadas nos permiten escuchar a pesar de no estar frente a la fuente de sonido o de que se nos atraviese algún obstáculo.
La última de las preguntas es sin duda la más difícil. Ya mencionamos que el sonido es una perturbación de la presión del aire. Si la luz es una onda y puede viajar en el vacío, ¿qué es
exactamente lo que perturba? Una perturbación no puede existir si no hay nada que perturbar, así que se supuso que el vacío absoluto no existe y que todo el universo se encuentra lleno de una sustancia infinitamente más ligera que el aire a la que se llamó éter. La idea de que una onda pudiera propagarse a través del espacio vacío se consideraba tan descabellada que, a pesar de que no haber ninguna prueba, la existencia del éter se consideraba incuestionable. Sin embargo, había más sorpresas esperando.
Posteriormente (S. XIX), tras el descubrimiento de la teoría de campos, James Clerk Maxwell analizó las ecuaciones que describen las interacciones entre campos eléctricos y magnéticos, y se dio cuenta de que predecían que una perturbación en ellos se podría propagar. Una variación del campo eléctrico produciría un campo magnético variable. La variación en el campo magnético se reflejaría en una nueva variación del campo eléctrico, la cual a su vez volvería a causar una variación en el campo magnético. El campo eléctrico y el magnético, ambos perturbaciones del espacio, se propagarían juntos en lo que sería una perturbación electromagnética. La velocidad con que esta perturbación del vacío se propagaría a través del espacio resultó extrañamente ser muy similar a la velocidad de la luz, que ya había sido medida en aquel entonces. La conclusión era pasmosa; la luz no era más que una onda electromagnética.
Una consecuencia de considerar la luz como una onda electromagnética es que el éter dejó de ser necesario. El éter había cumplido una función importante como soporte de la teoría ondulatoria,
pero ese papel lo tenía ahora el concepto de campo. Los campos son perturbaciones del vacío, y una vez aceptado esto no necesitamos concebir un material especial al que la onda electromagnética pueda perturbar.
En este momento, pareció que la teoría ondulatoria de la luz había triunfado definitivamente.
6.1. Efecto fotoeléctrico. Hipótesis de Planck. Fotón.
Esta aparente victoria de la teoría ondulatoria, no tuvo tiempo de arraigarse. Los científicos de principios del siglo XX no tuvieron un minuto de reposo, ya que, con el avance de la tecnología, se habían logrado hacer mediciones más precisas de una gran variedad de fenómenos, y muchos clamaban por una explicación que ni siquiera la teoría electromagnética de Maxwell podía dar. Uno de estos fenómenos era el efecto fotoeléctrico.
El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones por un material cuando se le ilumina con radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta, en general).
Una serie de experimentos iniciados en 1887 demostraron que el efecto fotoeléctrico tenía determinadas características que no podían explicarse por la teoría ondulatoria de la luz.
Por ejemplo, al aumentar la intensidad de la luz que incide sobre un metal, la teoría ondulatoria de la luz sugiere que en el metal se liberarán electrones con una energía cada vez mayor. Imagina que golpeamos una caja de pelotas de ping-pong con un elástico. Cuanto más estiremos el elástico, al golpear una pelota, esta saldrá con mayor velocidad.
Sin embargo, lo que ocurría es que al aumentar la fuerza con la que estiramos el elástico, salían más pelotas de ping-pong, pero siempre todas a la misma velocidad, en una clara contradicción del modelo ondulatorio. Para aumentar la velocidad de los electrones emitidos no había que aumentar la intensidad de la luz, sino que cambiar de color (frecuencia) de la luz. A colores más energéticos, mayor era la velocidad de los electrones emitidos. Un aumento en la intensidad de la luz tan sólo aumentaba el
número de electrones emitidos, pero nunca su velocidad. Esto, hablando en términos de luz, se puede interpretar como que la energía de los electrones emitidos sólo depende de la frecuencia de la luz, y no de su intensidad.
En el efecto fotoeléctrico, la energía que la luz puede transferir a un electrón depende de su color. La teoría electromagnética dice que la energía contenida en la luz se relaciona con la amplitud de la onda, mientras que el color se relaciona con su longitud de onda. En ninguna parte plantea la teoría electromagnética una relación entre energía y color. Así, el efecto fotoeléctrico permanecía como un misterio insondable.
La solución al enigma fue ingeniosa, pero la física tuvo que dar un pequeño salto hacia atrás.
Albert Einstein señaló que el efecto fotoeléctrico podía explicarse fácilmente si se suponía que la luz está formada por paquetes discretos a los que llamó fotones. La energía de un fotón dependería inversamente de la longitud de onda de la luz, de acuerdo a una relación empírica que Max Planck utilizó para explicar la radiación del cuerpo negro (E=h). Un fotón de luz azul tiene más energía que uno de luz roja, debido a su menor longitud de onda. Esto no implica que siempre la luz azul sea más intensa que la luz roja, ya que la intensidad depende también de la cantidad de fotones disponibles.
Pero durante el efecto fotoeléctrico, un electrón choca con un sólo fotón. Por tanto, la cantidad de energía que la luz le transfiere a éste dependerá de la energía del fotón, y no de la energía que la luz transporta globalmente. En otras palabras, la energía transferida al electrón dependerá del color de la luz y no de su intensidad.
Todas las ondas electromagnéticas pueden entenderse como formadas de fotones. Para las ondas con longitudes muy largas, los fotones tienen muy poca energía.
En cambio, para los rayos X y los rayos gamma (ondas con longitudes de onda muy cortas), los fotones resultan ser altamente energéticos.
A pesar de lo útil del nuevo concepto, el fotón parecía haber resucitado la vieja teoría
corpuscular de Newton. La pregunta obligada era: ¿Es la luz una onda o una partícula? La evidencia en favor de la teoría ondulatoria no desapareció, a la vez que se fueron acumulando nuevas evidencias en favor de la teoría del fotón. Nadie podía darse el lujo de descartar ninguna de las dos teorías. Después
de mucha confusión, se llegó a la conclusión de que ambas eran necesarias y se renunció a la idea de buscar una reconciliación entre ellas.
Luis de Broglie llevó esta ambigüedad un poco más lejos y planteó que si las ondas tenían propiedades de partícula, también las partículas debían tener propiedades de onda. Los experimentos que buscaban propiedades ondulatorias en los electrones y otras partículas fueron exitosos, por lo que se estableció la dualidad onda-corpúsculo. Siempre se había supuesto que ondas y partículas eran dos realidades diferentes, pero no es así. En realidad todas son ondas-partículas, en donde a veces pueden predominar las propiedades de onda y en otras, las de partícula. Este concepto llevó al desarrollo de la mecánica cuántica.
El cálculo de la energía de una onda electromagnética se realiza a través de la ecuación de Planck:
E = h ·
donde E es la energía en julios;h es la constante de Planck 6.62 ×10 -34 J·s es la frecuencia en s-1 (Hz)
La relación entre el periodo, la frecuencia y la longitud de onda en una onda electromagnética se realiza a través de las expresiones:
= c · T = 1/
donde es la longitud de onda (en metros) c es la velocidad de la luz 3·109 m/s es la frecuencia en s-1 (Hz)
T es el periodo en s.
5.2. Espectros atómicos.
Cuando se hace pasar un haz de luz por un prisma, la luz se divide en sus componentes, obteniéndose un espectro:
Si la luz que se hace atravesar el prisma es la del Sol, obtenemos un espectro continuo, con todas las longitudes de onda posibles.
Un espectro continuo es aquél en el que están presentes todas las longitudes de onda posibles.
Pero si el prisma es atravesado por luz proveniente de un elemento excitado, el espectro que aparece no es continuo, sino que está formado por rayas.
Un espectro de rayas es aquél en el que no están presentes todas las longitudes de onda posibles Dentro de los espectros de rayas, podemos distinguir dos tipos:
Espectros de emisión: son aquellos que se producen al hacer pasar por un prisma (o rejilla de difracción) la luz proveniente de una muestra de átomos excitados.
Espectros de absorción: Son aquellos que se producen al hacer atravesar una luz blanca (es decir, con todas las frecuencias posibles) una muestra de átomos no excitados. Al hacer esto, aparecen una serie de rayas negras que coinciden con las rayas de los espectros de emisión.
6. MODELO ATÓMICO DE BOHR. CUANTIZACIÓN Y POSTULADOS.
En 1913, el danés Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico basado en las líneas espectrales.
Bohr decía que:
* El electrón no puede orbitar alrededor del núcleo a cualquier distancia sino tan sólo en ciertas distancias u órbitas “permitidas”. Se dice que las órbitas están cuantizadas. A cada órbita le corresponde un número cuántico, llamado número cuántico principal n.
* Mientras un electrón está en una órbita permitida no absorbe ni emite energía.
* Cuando un electrón es excitado adecuadamente, “salta” a otra órbita permitida de mayor energía.
* Cuando cesa la excitación, el electrón vuelve a “caer” a las órbitas de menor energía, liberando la energía sobrante en forma de un “cuanto” o fotón.
Se puede conocer la diferencia de energía entre niveles, midiendo la longitud de onda correspondiente a una de las líneas espectrales y usando la ecuación de Planck E=h.
7. FALLOS DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR: MODIFICACIÓN DE SOMMERFELD.
El modelo de Bohr supuso un gran avance en la descripción de la naturaleza íntima de la materia, pero era insuficiente. Si bien describía bien el espectro del átomo de hidrógeno, sus predicciones para el espectro de los otros elementos eran muy imprecisas. Además, con el avance de las investigaciones, fueron apareciendo nuevos fenómenos que indicaban que este modelo no era correcto del todo.
Por ejemplo, no era capaz de explicar el efecto Zeeman, que consiste en el desdoblamiento de las líneas espectrales cuando están sometidas a fuertes campos magnéticos.
En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los defectos de éste.
Para explicar el efecto Zeeman, postuló que los distintos
niveles estaban divididos en subniveles, lo que explicaría el desdoblamiento de las líneas espectrales sometidas a un campo magnético.
Las órbitas de los distintos subniveles de un mismo nivel serían elípticas y cada una de ella se diferenciarían en la excentricidad de su órbita.
La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal (l).
8. MODELO MECANOCUÁNTICO: MODELO ATÓMICO DE ORBITALES.
8.1. Fundamentos: Dualidad onda-corpúsculo y Principio de incertidumbre.
Dualidad onda corpúsculo.
La controversia sobre al auténtica naturaleza de la luz, ondulatoria o corpuscular, acabó cuando en 1924 Luis de Broglie, en su tesis doctoral, propuso la existencia de ondas de materia, es decir que toda materia tenía una onda asociada a ella. Así, la luz era onda y corpúsculo a la vez. Pero esto no era válido tan sólo para la luz, era válido para cualquier partícula, por grande que fuese. Así,
posteriormente se demostró que partículas como el electrón, el protón y el neutrón compartían este carácter de onda y corpúsculo a la vez. En realidad, toda partícula material, por grande que sea (un autobús, un ser humano) tiene esta dualidad. Lo que pasa es que para partículas tan grandes, la longitud de onda asociada es tan pequeña que es imposible apreciarla.
La longitud de onda asociada a toda partícula materia se calcula con la expresión de De Broglie:
= h / (m · v)
Principio de Incertidumbre de Heisenberg.
De acuerdo con la mecánica clásica, cabe la posibilidad de determinar simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento (momento) de un cuerpo.
Sin embargo, Heisemberg consideró que, debido a la naturaleza ondulatoria del electrón, no es posible determinar con precisión la posición del electrón y su momento, sino que debe haber una incertidumbre en sus medidas de forma que el producto de la incertidumbre en la posición, Δx, por la incertidumbre en el momento, Δp, es
Δx·Δp > h/4π
expresión que se conoce como principio de incertidumbre de Heisemberg.
Como consecuencia de este principio, si se determina con precisión la energía de un electrón, no se puede localizarlo, sino que se habla de la probabilidad de encontrarlo en un lugar y tiempo determinado, de forma, que si la probabilidad de encontrarlo en un punto es alta, se dice que la densidad electrónica en ese punto también lo es.
Las consecuencias de estos dos principios, el de la dualidad onda-corpúsculo y el de incertidumbre son:
El electrón puede y debe ser descrito como una onda. Es a la vez una onda y una partícula. En realidad TODO es a la vez una onda y una partícula.
NO podemos establecer con precisión dónde se encuentran los electrones en el átomo, NO podemos decir que están en órbitas, sino en regiones donde es más probable encontrarlo. Estas regiones se llaman ORBITALES
8.2. Concepto de orbital. Modelo de orbitales.
El actual modelo ondulatorio se basa en los principios de la mecánica de ondas.
De acuerdo con esta mecánica, los electrones no se mueven en el átomo en órbitas definidas, como los planetas alrededor del Sol, sino que están localizados en orbitales.
Un orbital es una región en el espacio donde es más probable encontrar a un electrón. La
representación gráfica del orbital representa la densidad de probabilidad, es decir, el volumen que encierra la mayor parte de la probabilidad de encontrar al electrón o, si se prefiere, el volumen o región del espacio en la que el electrón pasa la mayor parte del tiempo.
El conjunto de los orbitales alrededor del núcleo es la nube electrónica.
En función de su energía, un electrón estará localizado en una cierta región de la nube. Los
electrones menos energéticos estarán localizados en los niveles de energía más cercanos al núcleo.
Los electrones más energéticos estarán localizados en niveles de energía más externos, lejos del núcleo.
Cuando representamos gráficamente las funciones de onda de los orbitales, encontramos los siguientes tipos de orbitales:
Orbitales s: tienen simetría esférica alrededor del núcleo. Encontramos orbítales s desde el nivel n=1 en adelante
Orbitales p: La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. Encontramos orbitales p desde el nivel n=2 en adelante
Orbitales d: Son orbitales lobulados de formas más diversas que los p. Encontramos orbitales d desde el nivel n=3 en adelante
Orbitales f, g, h…. Encontramos orbitales f desde el nivel n=4 en adelante.
Estos orbitales son de formas muy variadas y, en cualquier caso, fuera del ámbito de la química de 2º de Bachillerato.
8.3. Números cuánticos.
Cuando un electrón se encuentra en un determinado orbital, decimos que se encuentra en un “estado”.
Por ejemplo, podemos decir que un electrón se encuentra en el nivel 3, en un orbital tipo p, de los tres orbitales p, está en el px y que además gira en sentido antihorario. Esto es un “estado” del electrón.
Como se puede comprobar, definir un estado de esta manera es farragoso y además, matemáticamente inútil. El estado de un electrón se define perfectamente por 4 números, los llamados números
cuánticos, que, además, surgen naturalmente en la resolución de las ecuaciones de onda de los orbitales.
Los cuatro números cuánticos son:
El número cuántico principal n. Indica la distancia entre el núcleo y el electrón, medida en niveles energéticos. Va desde n=1 hasta infinito. En realidad, casi nunca se supera el 6 o el 7.
El número cuántico del momento angular o azimutal l (l = 0, .... ,n-1), indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón.
l = 0: orbital "s"
l = 1: orbital "p“
l = 2: orbital "d"
l = 3: orbital "f"
El número cuántico magnético (m), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = - l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m.
El número cuántico de spín (s), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2.
Así, el estado del electrón del ejemplo puede identificarse como n=3, l=1, ml=0; s=-1/2
Dos electrones no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales, por eso cada orbital puede alojar un máximo de dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2).
8.5. Configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli y regla de máxima multiplicidad de Hund.
Una vez conocidos los orbitales atómicos de un átomo, sólo nos hace falta saber cómo se ocupan éstos por los electrones en estado fundamental o de mínima energía. A este proceso se le llama hallar la configuración electrónica de un átomo. Para ello, hay que seguir una serie de reglas:
1ª.- Cada orbital puede tener, como máximo, dos electrones con spines antiparalelos. En
un átomo no pueden haber dos e- con los cuatro números cuánticos iguales (principio de exclusión de Pauli).
2ª.- Los orbitales se llenan empezando por el de menor energía y siguiendo en orden creciente (principio de aufbau). Dicho orden es el siguiente:
3ª.- Al ocupar los orbitales degenerados (de energías equivalentes), cada uno de ellos ha de estar ocupado por un electrón antes de asignar un segundo electrón a cualquiera de ellos. Los spines de estos electrones deben ser iguales (regla de la máxima multiplicidad de Hund).
La configuración electrónica sirve para conocer los e-
que hay en la última capa, y esto es muy importante ya que, átomos de configuración electrónica de última capa similar tienen propiedades químicas parecidas. De hecho, la ordenación de los elementos en el sistema periódico actual se basa en las configuraciones electrónicas.
9. EVOLUCIÓN DE LAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.
A medida que a principios del siglo XIX se fueron descubriendo más sustancias que se identificaron como elementos, los investigadores dispusieron de datos cada vez más abundantes, y observaron que las propiedades de algunos eran muy semejantes.
La primera clasificación de los elementos que se propuso fue la de metales y no metales. Más adelante se observó que podían establecerse grupos de tres elementos con propiedades muy similares de tal manera que el peso atómico del intermedio fuese aproximadamente igual a la media de los otros dos.
Esta fue la llamada clasificación por "triadas", por ejemplo: cloro-bromo-iodo, azufre-selenio-teluro, calcio-estroncio-bario, etc…
Se siguió la búsqueda de un sistema de ordenación mejor y en 1864 Newlans encontró, agrupando las triadas en forma vertical de modo que cada elemento siguiese en sentido horizontal un orden creciente de pesos atómicos correlativos, la denominada "ley de las octavas", es decir, que tenían propiedades diferentes 8 elementos y el noveno coincidía con las propiedades del primer grupo.
No obstante a partir del K esta regla dejaba de cumplirse, motivo por el cual se desestimó.
10. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE MENDELEIEV.
En 1869 Mendeleiev consideró correcto el sistema de Newlans y argumentó que los períodos no tenían porque ser de la misma longitud. Lo importante fue que Mendeleiev postuló que las
propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus pesos.
Mendeleiev ordenó los elementos en 7 filas horizontales y 8 verticales con subdivisiones dentro de cada cuadro cuando era necesario. Con algunas modificaciones, éste es el sistema periódico vigente en nuestros días.
La clasificación periódica de los elementos tuvo gran importancia en aquella época, ya que se pudo predecir la existencia de algunos elementos aún no descubiertos así como sus propiedades, gracias a que Mendeleiev dejó vacantes algunos lugares para mantener la correlación de las
propiedades. Así se descubrió el ekaboro, (escandio), el ekaluminio, (galio) y el ekasilicio, (germanio) entre otros.
Los principales inconvenientes de la tabla de Mendeleiev eran los siguientes:
a) La ordenación por pesos atómicos presentaba algunas discrepancias. Así Ar-K, Co-Ni, Te-I, quedan colocados en orden inverso para mantener la correlación de las propiedades.
Hoy se ordenan los elementos no por pesos atómicos, sino por los números atómicos, con lo que estos pares quedan perfectamente ordenados y esto es lógico porque el número atómico es un factor
determinante en la configuración electrónica de última capa del elemento y, por lo tanto, de sus propiedades.
b) El Hidrógeno carecía de ordenación adecuada aunque se le colocaba con los metales alcalinos.
c) Los metales y no metales no estaban bien diferenciados, por ejemplo el Pb y el C son metal y no metal estando en la misma columna.
d) Un gran número de elementos, (lantánidos y actínidos), no tenían cabida en el sistema periódico.
11. EL SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL.
En la versión actual estos inconvenientes se han solucionado colocando los lantánidos y actínidos en una zona aparte y la clasificación entre metales y no metales ha ido perdiendo interés.
En la tabla periódica actual cada elemento se caracteriza por su fila y su columna. Las filas se denominan periodos, (hay 7 periodos, 3 cortos y 4 largos), y las columnas son grupos. Cada grupo tiene un nombre característico.
Es interesante ver como varían las configuraciones electrónicas dentro del mismo grupo o de un mismo periodo en el Sistema Periódico.
Dentro de un mismo grupo todos poseen la misma estructura en el último nivel de energía. La semejanza de propiedades químicas dentro de un mismo grupo se debe a esta
característica.
En un periodo cada elemento se
diferencia del anterior en que tiene un e- más.
Esta diferencia es suficiente para un cambio radical en las propiedades. Viendo la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica se puede hallar su configuración electrónica.
A la vista de todo esto, podemos clasificar los elementos en 4 categorías:
a) Elementos representativos: Son aquellos cuya última capa se completa con un electrón s o un electrón p. Cada uno de estos grupos o familias de elementos tienen un nombre característico:
ns1– alcalinos (excepto el Hidrógeno).
ns2– alcalinotérreos.
np1 – térreos.
np2 – carbonoideos.
np3– nitrogenoideos.
np4 – anfígenos.
np5 – halógenos.
b) Elementos de transición: Son aquellos cuya última capa se completa con un electrón d.
c) Elementos de transición interna: Son aquellos cuya última capa se completa con un electrón d.
d) Gases nobles: Son aquellos cuya última capa es ns2p6, excepto el He que es 1s2:
13. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
Carácter metálico y no metálico.
Los elementos situados a la izquierda de una diagonal formada por B, Si, Ge, As y Te, son conductores de la electricidad y se llaman metales. Son elementos con pocos electrones en la última capa, que tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble quedándose, por tanto, cargados positivamente formando cationes.
Los elementos de la derecha no son conductores y se llaman no metales. Son elementos con muchos electrones en la última capa y que tienen tendencia a ganar para completarla cargándose negativamente formando aniones.
Los elementos de la diagonal se llaman semimetales. La clasificación no es tan clara en las proximidades de la diagonal.
En general el carácter no metálico aumenta hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo.
Variación del carácter no metálico en el sistema periódico
3.10.5.- Radio atómico e iónico.
El principio de incertidumbre de Heisemberg indica que es imposible saber con precisión y simultáneamente la posición y velocidad de un electrón en el interior de un átomo. Como consecuencia de ello, se hace difícil conocer con precisión el radio de un átomo o un ión.
El método más efectivo para medir el radio de un átomo consiste en determinar, por difracción de rayos X, la distancia internuclear que existe dos elementos que
forman un enlace covalente simple en estado gaseoso y dividirla por la mitad, tal y como muestra la figura de la derecha.
En el caso de los elementos metálicos, la distancia internuclear se determina por el mismo procedimiento pero sobre la estructura cristalina de la sustancia metálica.
El radio atómico crece de arriba a abajo dentro de un mismo grupo,
ya que aumenta el número de capas internas y por lo tanto será de mayor tamaño, y aumenta de derecha a izquierda en un mismo período debido a que los e- se van colocando en el mismo nivel (a la misma distancia del núcleo aproximadamente) y la fuerza de atracción entre los e- y el núcleo es más fuerte a medida que aumenta el número de protones, por tanto, el volumen es menor.
Variación del radio atómico en el sistema
periódico
Cuando un elemento gana o pierde electrones, se transforma en un ión y el valor de su radio será diferente.
a) El radio de un catión, ión positivo, es menor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al ser menor el número de electrones, aumenta la carga efectiva del núcleo que atraerá más a los
electrones restantes por lo que su tamaño disminuirá.
b) El radio de un anión, ión negativo, es mayor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al tener un electrón más, la carga efectiva del núcleo disminuirá y habrá una mayor repulsión entre los electrones, por lo que el radio aumentará.
Un caso especial supone la comparación del radio de especies que tienen el mismo número de electrones, por ejemplo:
Na+ (Z = 11) 11 protones y 10 electrones Ne (Z = 10) 10 protones y 10 electrones F- (Z = 9) 9 protones y 10 electrones
Podríamos pensar que al tener las tres especies el mismo número de electrones, deberían tener el mismo volumen, sin embargo no es así, ya que el número de protones que hay en el núcleo no es el mismo. La especie Na+ , por el hecho de tener más protones en el núcleo (11), atraerá con más fuerza a los 10 electrones y por lo tanto será el más pequeño, mientras que el F- será más grande, es decir:
Radio Na+ < Radio Ne < Radio F-
Energía de ionización.
La energía de ionización, o también llamada potencial de ionización, es la mínima energía necesaria para arrancar a un átomo en estado gaseoso su electrón más externo (el más débilmente unido a él). Las ecuaciones que rigen este proceso son:
X (g) + EI1 X+ (g) 1ª Energía de ionización X+(g) + EI2 X+2(g) 2ª Energía de ionización X+2 (g) + EI3 X+3(g) 3ª Energía de ionización se puede comprobar que:
EI1 < EI2 < EI3
ya que costará menos arrancar un electrón a un átomo neutro que a un átomo cargado positivamente, con defecto de electrones.
Influyen tres factores en la energía de ionización:
a) Número atómico: a mayor número atómico, (más protones), mayor será la energía necesaria para ionizarlo.
b) Radio atómico: a mayor distancia la fuerza de atracción entre el núcleo y el e- disminuye y, por lo tanto, la energía de ionización disminuirá, ya que será más fácil arrancarlo.
c) Orbitales atómicos completos o semicompletos, ya que dan estabilidad al átomo y por lo tanto costará más arrancarle un electrón.
Por estas tres razones, con algunas excepciones, la energía de ionización varía a lo largo del Sistema Periódico de la siguiente manera:
a) En un grupo aumenta hacia arriba debido a que al pasar de un elemento al inferior, contiene una capa más y por lo tanto, los electrones de la capa de valencia, al estar más alejados del núcleo, estarán menos atraídos por él y costará menos energía arrancarlos.
b) En un mismo período, en general, aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha, el radio atómico disminuye y la carga positiva del núcleo aumenta, con lo que las fuerzas de atracción sobre los electrones serán más intensas.
Variación de la energía de ionización en el sistema
periódico
Afinidad electrónica.
La afinidad electrónica o electroafinidad es la energía generalmente desprendida cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón transformándose en un ión negativo. La ecuación química que la representa es:
X (g) + e-X- (g) + AE1 1ª afinidad electrónica
X- (g) + e-X-2 (g) + AE2 2ª afinidad electrónica X-2 (g) + e-X-3(g) + AE3 3ª afinidad electrónica
mientras que la AE1 es generalmente una energía desprendida, es decir, negativa, la AE2 es siempre energía absorbida, ya que el segundo electrón a captar es repelido por el anión formado al haber captado ya el primero.
El hecho de que la primera energía de afinidad electrónica sea generalmente una energía desprendida, significa que el anión formado es más estable que el átomo neutro. Esta situación es bastante probable para los elementos situados a la derecha de la tabla periódica (a excepción de los gases nobles) ya que estos tienen tendencia a ganar electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble. Por el contrario, los situados a la izquierda, tendrán una baja afinidad electrónica ya que lo que tienen tendencia es a perder electrones y no a captarlos.
En un grupo suele aumentar a medida que disminuye el número atómico, ya que al ser átomos más pequeños, el electrón que se capta queda más influenciado por la cercanía del núcleo.
Resumiendo, la variación de la afinidad electrónica a lo largo del sistema periódico es similar
a la del potencial de ionización, sin embargo existen más irregularidades.
Electronegatividad.
Es un concepto que trata de sintetizar los dos anteriores. Mide la tendencia que posee un
átomo para atraer hacia sí el par, o los pares, de electrones que comparte con otro a través de un enlace covalente.
Varía igual que el P.I. a lo largo del Sistema Periódico. Los gases nobles quedan excluidos de esta tendencia, ya que su electronegatividad es prácticamente nula, debido a su dificultad para formar
enlaces covalentes, ya que al tener la última capa completa, no tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones. El elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo el Cesio.
La electronegatividad está relacionada con el carácter metálico o no metálico de un elemento; así, los elementos de alta electronegatividad serán No metales y los de baja electronegatividad metales.
Cuestión 1
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2; C: 1s2 2s2 2p6. Indique, razonadamente:
a) El grupo y período en los que se hallan A, B y C.
b) Los iones más estables que formarán A, B y C.
Cuestión 2
a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos números atómicos son 11, 13 y 16
b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor energía de ionización y el que tiene mayor carácter metálico.
c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento?
Cuestión 3
Para cada una de las siguientes parejas:
a) K(Z = 19) y Cl(Z = 17);
b) F(Z = 9) y Na(Z = 11);
c) Cl-y K+.
Indique de forma razonada, qué átomo o ion tiene un radio mayor.
Cuestión 4
a) Indique la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números atómicos son respectivamente: 13, 17 y 20.
b) Escriba la configuración electrónica del ion más estable de cada uno de ellos. Ordene dichos iones por orden creciente de sus radios.
Cuestión 5
Ordene los elementos químicos Ca, Cl, Cs y F en sentido creciente de su:
a) Carácter metálico b) Radio atómico.
c) Justifique las respuestas.
Cuestión 6
Dados los valores de números cuánticos: (4, 2, 3, -½); (3, 2 1, ½); (2,0, -1, ½); y (1, 0, 0, ½):
a) Indique cuáles de ellos no están permitidos.
b) Indique el nivel y el orbital en el que se encontrarían los electrones definidos por los valores de los números cuánticos permitidos.
Cuestión 7
Considere la siguiente tabla incompleta:
Reproduzca la tabla y complétela situando los valores 125 nm, 104 nm y 157 nm y los elementos P, Cl y Mg en los lugares oportunos.
Indique y explique qué norma ha seguido.
Cuestión 8
Dados los elementos A, B, y C, de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente:
a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos b) Determine el grupo y período a los que pertenecen.
c) Ordénelos en orden creciente de su electronegatividad.
Cuestión 9
a) Escriba la configuración electrónica de los átomos de los elementos con números atómicos 20, 30 y 35.
b) Indique, razonadamente, cuál es el ion más estable de cada uno de ellos y escriba su configuración electrónica.
Cuestión 10
La gráfica adjunta relaciona valores de energía de ionización, E.I., con los números atómicos de los elementos. Con la información que obtenga a partir de ella:
a) Justifique la variación periódica que se produce en los valores E.I.
b) Enumere los factores que influyen en esta variación y razone la influencia del factor determinante.
Cuestión 11
En la tabla siguiente se dan las energías de ionización (kJ/mol) de los primeros elementos alcalinos.
Explique:
a) ¿Por qué disminuye la 1ª E.I. del Li al K?
b) ¿Por qué no hay valor para la 4ª E.I. del Li?
c) ¿Por qué aumenta de la 1ª E.I. a la 4ª E.I.?
Cuestión 12
Dados los elementos A y B cuyos números atómicos son, respectivamente, Z = 20 y Z = 35.
a) Escriba la configuración electrónica de ambos.
b) Cuál tendrá mayor radio? Razone la respuesta.
c) ¿Cuál tendrá mayor afinidad electrónica? Razone la respuesta.
Cuestión 13
Indique para los elementos A, B y C cuyos números atómicos son, respectivamente, 13, 16 y 20:
a) Configuración electrónica.
b) Justifique cuál tendrá mayor energía de ionización.
c) El grupo y el período del sistema periódico en que se encuentra cada elemento.
Cuestión 14
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a átomos neutros:
a) Grupo y período a que pertenece cada elemento.
b) Qué elemento posee mayor energía de ionización y cuál menor c) Qué elemento tiene mayor radio atómico y cuál menor
Cuestión 15
Escriba la configuración electrónica de los iones Cl- (Z = 17) y K+ (Z = 19) a) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.
b) Razone cuál de los dos elementos neutros tendrá mayor energía de ionización.
Cuestión 16
Tres elementos tienen de número atómico 25, 35 y 38, respectivamente.
a) Escriba la configuración electrónica de los mismos.
b) Indique, razonadamente, el grupo y periodo a que pertenece cada uno de los elementos anteriores.
c) Indique, razonando la respuesta, el carácter metálico o no metálico de cada uno de los elementos anteriores.
Cuestión 17
Las dos tablas siguientes corresponden a radios atómicos:
a) Justifique la variación del radio en el período.
b) Justifique la variación del radio en el grupo.
Cuestión 19
Los elementos Na, Al, y Cl tienen de números atómicos 11, 13 y 17,respectivamente.
a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento.
b) Escriba la configuración electrónica de los iones Na+, Al3+y Cl-. c) Ordene, de forma razonada, los radios de los iones anteriores.
Cuestión 21
Los elementos A y B tienen, en sus últimos niveles, las configuraciones: A = 4s2p6; B = 5s1 y C = 3s2p6d104s2p4. Justifique:
a) Si A es metal o no metal.
b) Qué elemento tendrá mayor afinidad electrónica.
c) Qué elemento tendrá mayor radio.
Cuestión 22
Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones:
a) Indique el grupo y el período en el que se encuentran.
b) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad c) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización?
Cuestión 23 Defina:
a) Energía de ionización.
b) Afinidad electrónica.
c) Electronegatividad.
Cuestión 24
Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al(Z=13), Na+ (Z=11), O2- (Z=8).
a) ¿Cuáles son isoelectrónicos?
b) ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados?
Cuestión 25
Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente.
a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) ¿Serían estables los iones X2+, Y2+ y Z2-? Justifique las respuestas.
Cuestión 26
Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2);
(3, 0, 0); (2, -1, 1); (4, 2, 0). Indique:
a) Cuáles no son permitidos y por qué.
b) Los orbitales atómicos que se corresponden con los grupos cuyos números cuánticos sean posibles.
Cuestión 27
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos neutros:
Indique razonadamente:
a) El grupo y periodo al que pertenece cada elemento.
b) El elemento de mayor y el de menor energía de ionización.
c) El elemento de mayor y el de menor radio atómico.
Cuestión 28
a) Defina afinidad electrónica.
b) ¿Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica?
c) ¿Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un periodo?
Cuestión 29
a) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones siguientes: Na+ (Z=11) y F- (Z=9).
b) Justifique que el ion Na+ tiene menor radio que el ion F-.
c) Justifique que la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor.
Cuestión 30
Dados los elementos A (Z=13), B (Z=9) y C (Z=19) a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad.
c) Razone cuál tiene mayor volumen.
Cuestión 31
a) ¿Por qué el volumen atómico aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica?
b) ¿Por qué los espectros atómicos son discontinuos?
c) Defina el concepto de electronegatividad.
Cuestión 32
Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado:
Cuestión 33
Dados los elementos cuyos números atómicos son 7, 17 y 20.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Razone a qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen.
c) ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifique la respuesta.
Cuestión 34
Dado el elemento de Z = 19:
a) Escriba su configuración electrónica.
b) Indique a qué grupo y periodo pertenece.
c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su electrón más externo?
Cuestión 35
Cuatro elementos que llamaremos A, B, C y D tienen, respectivamente, los números atómicos: 2, 11, 17 y 25. Indique:
a) El grupo y el periodo al que pertenecen.
b) Cuáles son metales.
c) El elemento que tiene mayor afinidad electrónica.
Cuestión 36
a) Indique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son posibles para un electrón en un átomo: (4,2,0,+1/2); (3,3,2,-1/2); (2,0,1,+1/2); (3,2,-2,-1/2); (2,0,0,-1/2).
b) De las combinaciones de números cuánticos anteriores que sean correctas, indique el orbital donde se encuentra el electrón.
c) Enumere los orbitales del apartado anterior en orden creciente de energía.
Cuestión 37
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de la capa de valencia:
a) Indique el grupo al que corresponde cada una de ellas.
b) Nombre dos elementos de cada uno de los grupos anteriores.
c) Razone cuáles serán los estados de oxidación más estables de los elementos de esos grupos.
Cuestión 38
a) Defina el concepto de energía de ionización de un elemento.
b) Justifique por qué la primera energía de ionización disminuye al descender en un grupo de la tabla periódica.
Cuestión 39
a) Escriba las configuraciones electrónicas del cloro (Z = 17) y del potasio(Z = 19).
b) ¿Cuáles serán los iones más estables a que darán lugar los átomos anteriores?
c) ¿Cuál de esos iones tendrá menor radio?
Cuestión 40
Los números atómicos de los elementos A, B y C son, respectivamente, 19, 31 y 36.
a) Escriba las configuraciones electrónicas de estos elementos.
b) Indique qué elementos, de los citados, tienen electrones desapareados.
c) Indique los números cuánticos que caracterizan a esos electrones desapareados.
Cuestión 41
Dados los siguientes grupos de números cuánticos:
A: (2, 2, 1, ½); B: (3, 2, 0, -½); C:(4, 2, 2, 0); D: (3, 1, 1, ½)
a) Razone qué grupos no son válidos para caracterizar un electrón.
b) Indique a qué orbitales corresponden los grupos permitidos.
Cuestión 42
La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es: 1s22s22p63s23p65s1 Razone cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento:
a) Pertenece al grupo de los alcalinos.
b) Pertenece al periodo 5 del sistema periódico.
c) Tiene carácter metálico.
Cuestión 43
Dadas las especies: Cl- (Z = 17), K+ (Z = 19) y Ar (Z = 18):
a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas.
b) Justifique cuál tendrá un radio mayor.
Cuestión 44
Considere la serie de elementos: Li, Na, K, Rb y Cs.
a) Defina Energía de ionización.
b) Indique cómo varía la Energía de Ionización en la serie de los elementos citados.
c) Explique cuál es el factor determinante de esta variación.
Cuestión 45
Los números atómicos de los elementos A, B y C son, respectivamente, 20, 27 y 34.
a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento.
b) Indique qué elemento es el más electronegativo y cuál el de mayor radio.
c) Indique, razonadamente, cuál o cuáles de los elementos son metales y cuál o cuáles no metales.
Cuestión 46
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas:
a) Identifique el grupo del sistema periódico al que corresponde cada una de ellas.
b) Para el caso de n = 4, escriba la configuración electrónica completa del elemento de cada uno de esos grupos y nómbrelo.
Cuestión 47
a) Escriba la configuración electrónica de los elementos A, B y C, cuyos números atómicos son 33, 35 y 37, respectivamente.
b) Indique el grupo y el periodo al que pertenecen.
c) Razone qué elemento tendrá mayor carácter metálico.
Cuestión 48 Indique:
a) Los subniveles de energía, dados por el número cuántico secundario l, que corresponden al nivel cuántico n = 4.
b) A qué tipo de orbitales corresponden los subniveles anteriores.
c) Si existe algún subnivel de n = 5 con energía menor que algún subnivel de n = 4, diga cuál.
Cuestión 49
a) Indique el número de electrones desapareados que hay en los siguientes átomos:
As (Z = 33); Cl (Z = 17); Ar (Z = 18)
b) Indique los grupos de números cuánticos que corresponderán a esos electrones desapareados.
Cuestión 50
a) Razone si para un electrón son posibles las siguientes series de números cuánticos:
(0, 0, 0, -½); (1, 1, 0, +½), (2, 1, -1, +½); (3, 2, 1, -½)
b) Indique a qué tipo de orbital corresponden los estados anteriores que sean posibles.
c) Indique en cuál de ellos la energía es mayor.
Cuestión 51
Dadas las siguientes especies: Ar, Ca2+y Cl- a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Ordénelas, razonando la respuesta, en orden creciente de sus radios.
Números atómicos: Ar = 18; Ca = 20; Cl = 17.
