Los modelos atómicos y el sistema periódico - Almadraba Editorial
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Contenidos<br />
1 <strong>Los</strong> primeros <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong><br />
2 El mod<strong>el</strong>o atómico de Rutherford<br />
3 El mod<strong>el</strong>o atómico de Bohr<br />
4 Profundización d<strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o<br />
de Bohr<br />
5 La tabla periódica<br />
6 Propiedades periódicas<br />
Revisión de la unidad<br />
Ejercicios resu<strong>el</strong>tos<br />
Cuestionario fi nal<br />
UNIDAD<br />
2<br />
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong><br />
y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong><br />
A principios d<strong>el</strong> siglo XIX, John Dalton formuló su propuesta de que la materia<br />
estaba constituida por átomos indivisibles. Sin embargo, <strong>el</strong> descubrimiento de<br />
partículas que tenían menos masa que <strong>el</strong> menor de los átomos conocidos hizo<br />
necesario suponer que <strong>el</strong> átomo no era indivisible, y los científi cos se centraron<br />
en descubrir su estructura interna. Otro campo de investigación en <strong>el</strong> siglo XIX<br />
estaba r<strong>el</strong>acionado con las propiedades de los <strong>el</strong>ementos conocidos por entonces<br />
y de los nuevos que se iban descubriendo. Asimismo, se intentaba determinar<br />
algún tipo de «orden y regularidad» en las propiedades de los <strong>el</strong>ementos,<br />
hecho que dio lugar a la tabla periódica.<br />
En esta unidad estudiaremos la evolución histórica de los <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong><br />
y justifi caremos la estructura <strong>el</strong>ectrónica de los átomos, lo que nos conducirá<br />
a la interpretación de las propiedades periódicas.
34<br />
Joseph John Thomson (1856 – 1940).<br />
FIGURA 1 Representación d<strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o atómico<br />
de Thomson, también conocido como budín de<br />
pasas.<br />
1 LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS<br />
A lo largo de la historia, los científi cos han tratado de explicar y justifi car la realidad<br />
circundante; para <strong>el</strong>lo han <strong>el</strong>aborado numerosas representaciones conceptuales que<br />
facilitan la comprensión y la interpretación de los fenómenos observados. Cada una<br />
de estas representaciones recibe <strong>el</strong> nombre de mod<strong>el</strong>o.<br />
A partir de un mod<strong>el</strong>o pueden llegar a deducirse propiedades que son desconocidas<br />
en la época en que este ha sido enunciado. Si experiencias posteriores confi rman dichas<br />
propiedades, <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o gana validez; si, por <strong>el</strong> contrario, se descubren incoherencias<br />
o fenómenos que no pueden ser explicados mediante <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o, este queda<br />
invalidado –y puede que reemplazado por otro mod<strong>el</strong>o posterior–.<br />
Un mod<strong>el</strong>o atómico es una representación ideal d<strong>el</strong> átomo que permite explicar<br />
las propiedades de la materia de forma coherente con los datos obtenidos empíricamente.<br />
El mod<strong>el</strong>o atómico de Dalton<br />
Como ya hemos visto en la unidad anterior, Dalton fue <strong>el</strong> primer científi co que estableció<br />
en la era moderna que la materia está formada por átomos.<br />
Dalton concebía <strong>el</strong> átomo como la porción más pequeña de materia, una porción<br />
indivisible. Sin embargo, investigaciones posteriores llevaron al descubrimiento de<br />
partículas que tenían menos masa que <strong>el</strong> menor de los átomos conocidos. Estas partículas<br />
parecían formar parte de todos los átomos, por lo que debían ser constituyentes<br />
de este.<br />
La idea d<strong>el</strong> átomo indivisible de Dalton tuvo que ser abandonada, y la estructura<br />
atómica pasó a ser un importante campo de investigación que dio lugar a la <strong>el</strong>aboración<br />
de distintos <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong>.<br />
El mod<strong>el</strong>o atómico de Thomson<br />
La primera partícula subatómica en descubrirse fue <strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón (e − ). El mérito de <strong>el</strong>lo<br />
se le atribuye a Joseph John Thomson, quien mediante una serie de experimentos<br />
pudo evidenciar la naturaleza corpuscular de los rayos catódicos al hallar que estos<br />
estaban formados por partículas de carga negativa. Thomson pensó que dichas partículas<br />
debían proceder d<strong>el</strong> interior de los átomos, lo que signifi caba que los átomos<br />
eran, de hecho, divisibles.<br />
En 1904, Thomson propuso un mod<strong>el</strong>o atómico, conocido como budín de pasas,<br />
en <strong>el</strong> que los átomos se presentan como pequeñas esferas de materia uniformes y<br />
homogéneas, cargadas positivamente, que contienen en su interior <strong>el</strong>ectrones en número<br />
sufi ciente para que todo <strong>el</strong> conjunto sea neutro y en las posiciones adecuadas<br />
para que las fuerzas <strong>el</strong>éctricas den lugar a un equilibrio <strong>el</strong>ectrostático (FIGURA 1).<br />
Sin embargo, experimentos de dispersión de partículas cargadas mostraron muy<br />
pronto las carencias de este mod<strong>el</strong>o, que no podía justifi car ciertas propiedades de<br />
la materia.
2 EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD<br />
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
Ernest Rutherford había observado que un haz de partículas alfa positivas (que posteriormente<br />
identifi có como núcleos de h<strong>el</strong>io) era parcialmente difundido al pasar a<br />
través de una d<strong>el</strong>gada p<strong>el</strong>ícula de mica o de metal. Este fenómeno resultaba particularmente<br />
interesante, pues <strong>el</strong> análisis de la difusión de las partículas alfa podía dar<br />
pistas respecto de la estructura interna d<strong>el</strong> átomo.<br />
El experimento de Rutherford<br />
En 1910, Rutherford propuso a sus colaboradores Geiger y Marsden que prepararan <strong>el</strong><br />
montaje experimental necesario para ver si las partículas alfa podían sufrir retroceso,<br />
es decir, desviación con ángulos superiores a 90°. El propio Rutherford no creía posible<br />
la existencia de estos retrocesos, puesto que sus cálculos a partir d<strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o de<br />
Thomson indicaban que las partículas alfa se desviarían al atravesar la lámina con<br />
ángulos d<strong>el</strong> orden de 1° como máximo.<br />
Contrariamente a lo que esperaban hallar, Geiger y Marsden dieron con retrocesos<br />
en una r<strong>el</strong>ación aproximada de 1/10.000. La existencia de desviaciones de ángulos<br />
grandes con probabilidad baja pero diferente de cero no podía explicarse mediante<br />
<strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o de Thomson.<br />
fuente<br />
de partículas<br />
partícula<br />
rebotada<br />
lámina muy fina<br />
pantalla fluorescente<br />
partículas<br />
desviadas<br />
partículas no<br />
desviadas<br />
(mayoría)<br />
FIGURA 2 El montaje experimental de Geiger y Marsden consistía en una fuente de partículas alfa orientada hacia una lámina<br />
de oro que estaba rodeada por una pantalla detectora.<br />
El nuevo mod<strong>el</strong>o nuclear y planetario<br />
Según Rutherford, <strong>el</strong> retroceso experimentado por algunas partículas alfa debía ser<br />
<strong>el</strong> resultado de una colisión simple. Para que esta colisión sea posible es necesario que<br />
la distancia entre <strong>el</strong> núcleo y la partícula alfa sea muy pequeña, de manera que la<br />
fuerza <strong>el</strong>éctrica de repulsión sea muy intensa, lo que implica necesariamente que<br />
la carga positiva d<strong>el</strong> átomo esté concentrada en un pequeño núcleo.<br />
Estas consideraciones llevaron a Rutherford a proponer un nuevo mod<strong>el</strong>o, en <strong>el</strong> que<br />
se distinguían dos <strong>el</strong>ementos:<br />
1. El núcleo central, donde se concentra la carga positiva y casi toda la masa. Este<br />
núcleo es muy pequeño comparado con <strong>el</strong> tamaño total d<strong>el</strong> átomo, y por <strong>el</strong>lo las<br />
partículas alfa lo atraviesan sin difi cultad; solamente las partículas alfa que encuentran<br />
un núcleo en su trayectoria son desviadas o rechazadas por intensísimas<br />
fuerzas <strong>el</strong>éctricas repulsivas.<br />
Ernest Rutherford (1871 – 1937).<br />
FIGURA 3 Representación d<strong>el</strong> átomo de hidrógeno<br />
según <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o atómico de Rutherford.<br />
Representación de un átomo poli<strong>el</strong>ectrónico<br />
según <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o atómico de Rutherford.<br />
35
36<br />
La r<strong>el</strong>ación entre <strong>el</strong> radio d<strong>el</strong> núclo atómico y <strong>el</strong><br />
d<strong>el</strong> átomo es equivalente a la r<strong>el</strong>ación entre una<br />
nuez y un campo de fútbol.<br />
Espectroscopio de finales d<strong>el</strong> siglo XIX.<br />
2. La corteza <strong>el</strong>ectrónica, donde se concentran los <strong>el</strong>ectrones, partículas de carga<br />
negativa (e − ) que, girando a gran v<strong>el</strong>ocidad alrededor d<strong>el</strong> núcleo, describen órbitas<br />
circulares semejantes a las d<strong>el</strong> <strong>sistema</strong> planetario. La suma de las cargas <strong>el</strong>éctricas<br />
de los <strong>el</strong>ectrones es igual a la carga positiva d<strong>el</strong> núcleo siempre que <strong>el</strong> átomo sea<br />
neutro, y <strong>el</strong> espacio entre <strong>el</strong> núcleo y la corteza está vacío.<br />
Se puede decir que, aunque en la FIGURA 3 la r<strong>el</strong>ación entre los radios d<strong>el</strong> núcleo y d<strong>el</strong><br />
átomo es de 1 a 10 aproximadamente, <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o de Rutherford supone una r<strong>el</strong>ación de 1<br />
a 10.000, la misma que existe entre una nuez y un campo de fútbol.<br />
Carencias d<strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o<br />
Rutherford era consciente de que su mod<strong>el</strong>o entraba en contradicción insalvable con<br />
ciertas evidencias empíricas y, además, no explicaba correctamente ciertos fenómenos.<br />
1. El mod<strong>el</strong>o entra en contradicción con la teoría <strong>el</strong>ectromagnética clásica, según la<br />
cual toda carga ac<strong>el</strong>erada debe irradiar energía continuamente en forma de ondas<br />
<strong>el</strong>ectromagnéticas a expensas de su energía mecánica. Siendo <strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón una carga<br />
ac<strong>el</strong>erada (puesto que posee ac<strong>el</strong>eración centrípeta), emitiría radiación que se<br />
traduciría, de acuerdo con <strong>el</strong> principio de la conservación de la energía, en pérdida<br />
de energía mecánica. Dicha pérdida de energía mecánica supondría la disminución<br />
de la v<strong>el</strong>ocidad d<strong>el</strong> e − , y por tanto su caída en espiral hacia <strong>el</strong> núcleo. En consecuencia,<br />
<strong>el</strong> átomo tal y como lo imaginaba Rutherford sería inestable y se autodestruiría.<br />
2. El mod<strong>el</strong>o de Rutherford no permite explicar los espectros discontinuos de emisión.<br />
Pero ¿qué son los espectros discontinuos?<br />
Espectros de emisión<br />
<strong>Los</strong> vapores de un <strong>el</strong>emento encerrados en una ampolla de vidrio y sometidos a una<br />
descarga <strong>el</strong>éctrica emiten luz. La composición de la luz emitida por los <strong>el</strong>ementos<br />
puede ser analizada en un aparato llamado espectroscopio.<br />
El espectroscopio (FIGURA 4) contiene un prisma de base triangular que refracta la<br />
luz que le llega de la rendija. El ángulo de refracción depende de la longitud de onda<br />
de la luz, de manera que <strong>el</strong> color violeta, de menor longitud de onda, se desvía más, y<br />
<strong>el</strong> rojo, de mayor longitud de onda, se desvía menos. Este fenómeno permite separar<br />
la luz que llega al espectroscopio en sus componentes (lo que llamamos su espectro).<br />
FIGURA 4 Esquema de la descomposición de la luz procedente de una lámpara de hidrógeno en un espectroscopio.
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
Si la luz analizada en <strong>el</strong> espectroscopio es la luz solar o procede de un sólido o líquido<br />
incandescente, <strong>el</strong> espectro es continuo: está formado por las longitudes de onda de<br />
todos los colores d<strong>el</strong> arco iris. Para cada <strong>el</strong>emento, sin embargo, <strong>el</strong> espectro es discontinuo,<br />
es decir, está formado por una serie de longitudes de onda características que,<br />
a modo de hu<strong>el</strong>la dactilar, lo identifi can. El mod<strong>el</strong>o de Rutherford no explicaba <strong>el</strong><br />
motivo de dicha discontinuidad en <strong>el</strong> espectro.<br />
FIGURA 5 Parte d<strong>el</strong> espectro de emisión d<strong>el</strong> hidrógeno.<br />
A pesar de sus limitaciones, <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o de Rutherford supuso un avance importante<br />
en <strong>el</strong> estudio d<strong>el</strong> átomo. Las dos zonas distinguibles, corteza y núcleo, empezaron a<br />
estudiarse por separado como responsables de fenómenos diferentes: la corteza<br />
como responsable de las reacciones químicas y <strong>el</strong> núcleo, de los procesos nucleares,<br />
en los que la energía involucrada es de orden mucho mayor.<br />
Partículas subatómicas<br />
En 1914, <strong>el</strong> propio Rutherford identifi có <strong>el</strong> protón como una partícula situada en<br />
<strong>el</strong> núcleo atómico, lo que le sirvió para consolidar <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o que había propuesto.<br />
También observó que la masa d<strong>el</strong> núcleo era mayor que la suma de las masas de los<br />
protones que lo constituyen, hecho que le llevó a predecir la existencia de una nueva<br />
partícula subatómica: <strong>el</strong> neutrón, cuya existencia se comprobó experimentalmente<br />
en 1932.<br />
Aunque posteriormente se han ido descubriendo más partículas –como los neutrinos<br />
o los positrones–, las partículas subatómicas fundamentales son las siguientes:<br />
• Protón (p + ). Partícula de carga <strong>el</strong>éctrica positiva con una masa de 1 unidad<br />
de masa atómica (1 u).<br />
• Electrón (e − ). Partícula de carga <strong>el</strong>éctrica negativa y de masa muy pequeña<br />
en comparación con la d<strong>el</strong> protón (1.837 veces menor).<br />
• Neutrón (n). Partícula sin carga <strong>el</strong>éctrica y de masa igual a la d<strong>el</strong> protón (1 u).<br />
Número atómico y número másico<br />
Todos los átomos de un <strong>el</strong>emento dado tienen <strong>el</strong> mismo número de protones, mientras<br />
que los átomos de <strong>el</strong>ementos diferentes tienen distinto número de protones.<br />
Al número de protones de un átomo lo llamamos número atómico y lo representamos<br />
por Z. El número atómico es, pues, una propiedad fundamental d<strong>el</strong> átomo que<br />
permite identifi car los <strong>el</strong>ementos y ordenarlos en la tabla periódica. Por ejemplo,<br />
todos los átomos de hierro tienen 26 protones (Z = 26), todos los átomos de oxígeno<br />
tienen 8 protones (Z = 8) y todos los átomos de carbono tienen 6 protones (Z = 6).<br />
El espectro de la luz solar, a diferencia de los<br />
espectros <strong>atómicos</strong>, es continuo.<br />
RECUERDA<br />
1u=<br />
1g<br />
6,023⋅10 −<br />
23<br />
1u= 166 ⋅ 10 ⋅<br />
24<br />
, g<br />
−27<br />
k<br />
= 1,66 ⋅ 10 g<br />
−24<br />
= 1,66 ⋅ 10 g<br />
1kg<br />
1.000 g =<br />
Cámara de niebla con la que Chadwick descubrió<br />
<strong>el</strong> neutrón.<br />
37
38<br />
RECUERDA<br />
Muchas veces los átomos se representan<br />
por:<br />
A<br />
ZX<br />
X es <strong>el</strong> símbolo d<strong>el</strong> <strong>el</strong>emento.<br />
<strong>Los</strong> símbolos de todos los <strong>el</strong>ementos<br />
conocidos quedan recogidos<br />
en la tabla periódica.<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
Por otro lado, como <strong>el</strong> átomo es neutro en conjunto, no tiene carga <strong>el</strong>éctrica neta; por<br />
tanto, <strong>el</strong> número de <strong>el</strong>ectrones (la carga negativa d<strong>el</strong> átomo) tiene que ser necesariamente<br />
igual al número de protones (la carga positiva d<strong>el</strong> átomo).<br />
n.° de p + = n.° de e − = Z<br />
La masa d<strong>el</strong> átomo depende de la suma d<strong>el</strong> número de protones (Z) y de neutrones<br />
(N) que tenga en su núcleo (recuerda que los <strong>el</strong>ectrones apenas tienen masa). Esta<br />
suma se llama número másico y se representa por A.<br />
A = Z + N<br />
1 Indica los protones, los <strong>el</strong>ectrones y los neutrones que tiene cada uno de estos <strong>el</strong>ementos: cloro (Z = 17 y<br />
A = 36); plata (Z = 47 y A = 108); potasio (Z = 19 y A = 39); calcio (Z = 20 y A = 40).<br />
El número de protones de un átomo coincide con su número atómico Z, mientras que <strong>el</strong> número de neutrones<br />
se determina restando d<strong>el</strong> número másico <strong>el</strong> número atómico. Para determinar <strong>el</strong> número de <strong>el</strong>ectrones hay que<br />
considerar que los átomos neutros tienen <strong>el</strong> mismo número de <strong>el</strong>ectrones que de protones.<br />
Z A Protones Electrones Neutrones<br />
cloro 17 36 17 17 36 − 17 = 19<br />
plata 47 108 47 47 108 − 47 = 61<br />
potasio 19 39 19 19 39 − 19 = 20<br />
calcio 20 40 20 20 40 − 20 = 20<br />
2 Explica cómo están formados los átomos de los siguientes <strong>el</strong>ementos: a) azufre (Z = 16 y A = 32); b) fósforo<br />
(Z = 15 y A = 31); c) platino (Z = 78 y A = 195).<br />
a Tienen 16 protones y 16 neutrones en <strong>el</strong> núcleo y 16 <strong>el</strong>ectrones en la corteza.<br />
b Tienen 15 protones y 16 neutrones en <strong>el</strong> núcleo y 15 <strong>el</strong>ectrones en la corteza.<br />
c Tienen 78 protones y 117 neutrones en <strong>el</strong> núcleo y 78 <strong>el</strong>ectrones en la corteza.<br />
23 3 Indica qué información contiene la siguiente notación para un átomo de sodio: 11Na.<br />
Z = 11 → Indica que <strong>el</strong> átomo tiene 11 protones y 11 <strong>el</strong>ectrones.<br />
A = 23 → N = A − Z = 23 − 11 = 12 → Indica que <strong>el</strong> átomo tiene 12 neutrones.<br />
AHORA<br />
TÚ<br />
1 Indica la composición de los átomos de los siguientes <strong>el</strong>ementos:<br />
20 40 33 79 133 a Ne b K c S d Br e Cs<br />
10<br />
19<br />
16<br />
35<br />
55
Isótopos<br />
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
Si bien todos los átomos de un mismo <strong>el</strong>emento tienen <strong>el</strong> mismo número de protones<br />
Z, pueden tener distinto número de neutrones N. Cuando esto ocurre, decimos<br />
que los átomos son isótopos entre sí. <strong>Los</strong> isótopos de un mismo <strong>el</strong>emento se diferencian,<br />
por tanto, en su masa.<br />
<strong>Los</strong> átomos de un mismo <strong>el</strong>emento que se diferencian en <strong>el</strong> número de neutrones N<br />
se llaman isótopos. <strong>Los</strong> isótopos de un <strong>el</strong>emento tienen <strong>el</strong> mismo número atómico Z<br />
pero distinto número másico A.<br />
Así, por ejemplo, en la naturaleza hay tres isótopos d<strong>el</strong> hidrógeno: <strong>el</strong> protio, <strong>el</strong> deuterio<br />
y <strong>el</strong> tritio.<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
4 Determina la constitución d<strong>el</strong> núcleo de los siguientes isótopos d<strong>el</strong> uranio:<br />
¿Por qué decimos que son isótopos?<br />
235<br />
92<br />
236<br />
92<br />
239<br />
92<br />
U U U<br />
<strong>Los</strong> tres isótopos tienen 92 protones, pero <strong>el</strong> U-235 tiene 143 neutrones, <strong>el</strong> U-236 tiene 144 y <strong>el</strong> U-239 tiene 147.<br />
Decimos que son isótopos porque tienen <strong>el</strong> mismo número atómico Z y distinto número másico A.<br />
Masa atómica<br />
Las masas atómicas que fi guran en la tabla periódica no son números enteros, como<br />
sí lo son los números másicos (A). Por ejemplo, las masas atómicas de los tres primeros<br />
<strong>el</strong>ementos son: A r (H) = 1,0079 u; A r (He) = 4,0026 u; A r (Li) = 6,941 u.<br />
El motivo es que la masa atómica de un <strong>el</strong>emento es la media de las masas de sus<br />
diferentes isótopos. Dicha media está ponderada según las abundancias r<strong>el</strong>ativas de<br />
cada isótopo.<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
5 El magnesio tiene tres isótopos estables en la naturaleza: <strong>el</strong> Mg-24, con una abundancia d<strong>el</strong> 78,6 %; <strong>el</strong><br />
Mg-25, con una abundancia d<strong>el</strong> 10,1 %, y <strong>el</strong> Mg-26. Averigua la masa atómica media ponderada d<strong>el</strong> magnesio.<br />
La abundancia r<strong>el</strong>ativa d<strong>el</strong> isótopo Mg-26 es d<strong>el</strong> 11,3 %, que es lo que falta hasta <strong>el</strong> 100 %. La masa atómica media<br />
ponderada es la suma de los productos de la masa atómica de cada isótopo por su abundancia r<strong>el</strong>a tiva:<br />
78, 6 10, 1 11, 3<br />
A Mg r ( )= 24 ⋅ + 25⋅ + 26⋅ = 24, 33u<br />
100 100 100<br />
AHORA<br />
TÚ<br />
RECUERDA<br />
1 + Protio ( 1H<br />
): con 1 p y 0 n en <strong>el</strong><br />
núcleo. Es <strong>el</strong> isótopo más abundante<br />
(99,98 % d<strong>el</strong> total).<br />
2 + Deuterio ( 1H<br />
): con 1 p y 1 n<br />
en <strong>el</strong> núcleo. Se encuentra en <strong>el</strong><br />
0,02 % d<strong>el</strong> total.<br />
3 + Tritio ( 1H<br />
): con 1 p y 2 n en <strong>el</strong><br />
núcleo. Es <strong>el</strong> isótopo que se encuentra<br />
en menor proporción.<br />
El uranio es <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento natural de mayor masa<br />
atómica.<br />
2 El cloro tiene dos isótopos, uno con A = 35 y <strong>el</strong> 75 % de abundancia y otro con A = 37. ¿Cuál es la masa<br />
atómica media ponderada d<strong>el</strong> cloro?<br />
39
40<br />
E 3<br />
E 2<br />
E 1<br />
e –<br />
e –<br />
absorción de energía<br />
ΔE = E – E 3 2<br />
emisión de energía<br />
ΔE = E – E 1 2<br />
FIGURA 6 Absorción y emisión de energía.<br />
hν 1<br />
e –<br />
e –<br />
e –<br />
n = 5<br />
n = 4<br />
n = 3<br />
n = 2<br />
n = 1<br />
e –<br />
hν 2<br />
hν 3<br />
hν 4<br />
FIGURA 7 Formación d<strong>el</strong> espectro de emisión<br />
d<strong>el</strong> hidrógeno.<br />
3 EL MODELO ATÓMICO DE BOHR<br />
<strong>Los</strong> estudios de Ni<strong>el</strong>s Bohr (1885 – 1962) sobre <strong>el</strong> espectro atómico d<strong>el</strong> hidrógeno<br />
dieron lugar a un nuevo mod<strong>el</strong>o atómico, que mantenía la característica principal d<strong>el</strong><br />
mod<strong>el</strong>o anterior (un átomo formado por un núcleo positivo muy pequeño con <strong>el</strong>ectrones<br />
orbitando a su alrededor) a la vez que solventaba sus inconvenientes fundamentales.<br />
Postulados de Bohr<br />
La propuesta de Bohr se puede resumir en dos puntos:<br />
1. El átomo consta de un núcleo central en <strong>el</strong> que se halla localizada la carga positiva<br />
y la casi totalidad de la masa. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ectrones solo pueden giran a su alrededor en<br />
ciertas órbitas circulares permitidas, llamadas órbitas estacionarias. Mientras<br />
<strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón se encuentra en una de <strong>el</strong>las, ni emite ni absorbe energía.<br />
2. Cada órbita estacionaria tiene una energía característica y distinta de las demás.<br />
El <strong>el</strong>ectrón absorbe energía al saltar de una órbita de menor energía a otra de<br />
mayor energía y la emite al saltar de una órbita de mayor energía a otra de menor<br />
energía. La energía absorbida o emitida en <strong>el</strong> salto (en forma de radiación <strong>el</strong>ectromagnética)<br />
es la diferencia entre las energías d<strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón en ambas órbitas:<br />
E= E − E = h<br />
f i<br />
Siendo h la constante de Planck y la frecuencia de la radiación.<br />
Espectros de absorción y de emisión<br />
El mod<strong>el</strong>o atómico de Bohr explica los espectros de absorción y de emisión d<strong>el</strong> átomo<br />
de hidrógeno.<br />
Todos los átomos en situación normal se encuentran en <strong>el</strong> llamado estado fundamental<br />
o estado de menor energía. Pero cuando reciben energía exterior, se pueden «excitar»,<br />
es decir, sus <strong>el</strong>ectrones pueden promocionar de órbita pasando a órbitas de<br />
mayor energía. Cuando esta inyección de energía externa cesa, los <strong>el</strong>ectrones vu<strong>el</strong>ven<br />
a su estado fundamental (original) de forma espontánea emitiendo la energía previamente<br />
absorbida.<br />
Cuando <strong>el</strong> único <strong>el</strong>ectrón que posee <strong>el</strong> hidrógeno se encuentra en la órbita con n = 1<br />
(primera órbita) está en estado fundamental. Si absorbe energía, puede pasar a estados<br />
excitados, de mayor energía, con n > 1.<br />
Debido a la tendencia de volver al estado fundamental (de menor energía) de manera<br />
espontánea, <strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón excitado emite la energía que absorbió y genera <strong>el</strong> espectro<br />
de emisión.<br />
Cada línea d<strong>el</strong> espectro de emisión que se observa en la FIGURA 7 es producida por<br />
la radiación que emite <strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón al pasar de una órbita externa de mayor energía a<br />
otra más interna de menor energía.
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
Bohr etiquetó las órbitas estacionarias con un número natural n que puede valer 1, 2,<br />
3, 4, y que en teoría puede llegar hasta infi nito. Se llama número cuántico principal,<br />
y es <strong>el</strong> número de orden de las órbitas.<br />
{ }<br />
n = 1234 , , , …<br />
La FIGURA 8 es una representación de las energías de las órbitas de Bohr para <strong>el</strong> átomo<br />
de hidrógeno. En <strong>el</strong> eje vertical se muestran las energías ordenadas de forma<br />
creciente. <strong>Los</strong> saltos d<strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón desde órbitas superiores hasta las órbitas n = 3, n =<br />
= 2 y n = 1 dan lugar a tres zonas d<strong>el</strong> espectro d<strong>el</strong> hidrógeno formadas por series<br />
discontinuas de longitudes de onda: en <strong>el</strong> primer caso de luz infrarroja (de menor<br />
energía), en <strong>el</strong> segundo de luz visible y en <strong>el</strong> tercero de luz ultravioleta (de mayor<br />
energía). Cada longitud de onda se ve en <strong>el</strong> espectro como una línea.<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
6 Identifi ca los saltos energéticos que son de absorción y los que son de emisión. Según la teoría de Bohr,<br />
¿a cuál de estas emisiones le corresponde <strong>el</strong> mayor salto de energía?<br />
a de n = 2 a n = 3 d de n = 4 a n = 5<br />
b de n = 3 a n = 2 e de n = 2 a n = 6<br />
c de n = 4 a n = 2 f de n = 5 a n = 3<br />
a absorción d absorción<br />
b emisión e absorción<br />
c emisión f emisión<br />
El mayor salto de energía corresponde a la transición de n = 2 a n = 6.<br />
Como ya se dijo en <strong>el</strong> apartado 2, <strong>el</strong> espectro de emisión de un <strong>el</strong>emento se puede<br />
obtener excitando con una descarga <strong>el</strong>éctrica los átomos d<strong>el</strong> <strong>el</strong>emento en estado<br />
gaseoso encerrado en un recinto (como, por ejemplo, <strong>el</strong> gas mercurio encerrado en<br />
los tubos fl uorescentes).<br />
Para obtener un espectro de absorción hay que hacer pasar la luz blanca procedente<br />
de una fuente incandescente por un recinto que contenga <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento gaseoso en<br />
cuestión. Este absorberá longitudes de onda iguales que las que emite cuando es<br />
usado para producir su espectro de emisión. Por todo esto, los espectros de absorción<br />
y de emisión son opuestos, como <strong>el</strong> positivo y <strong>el</strong> negativo de una fotografía. Observa<br />
las FIGURAS 9a y 9b:<br />
FIGURA 9a Espectro de absorción d<strong>el</strong> hidrógeno.<br />
FIGURA 9b Espectro de emisión d<strong>el</strong> hidrógeno.<br />
E4 = 1,36 · 10 –19 E5 = 8,72 · 10<br />
J<br />
–20 J<br />
E 3 = 2,42 · 10 –19 J<br />
E 2 = 5,45 · 10 –19 J<br />
E 1 = 2,180 · 10 –18 J<br />
n = ∞<br />
n = 5<br />
n = 4<br />
n = 3<br />
n = 2<br />
n = 1<br />
FIGURA 8 Energías crecientes de las órbitas de<br />
Bohr.<br />
RECUERDA<br />
Para un <strong>el</strong>emento dado, <strong>el</strong> conjunto<br />
de líneas espectrales que se<br />
obtiene es siempre <strong>el</strong> mismo, y<br />
diferente al de cualquier otro <strong>el</strong>emento,<br />
por lo que los espectros sirven<br />
para identifi car a los átomos.<br />
41
42<br />
N.° CUÁNTICO<br />
ORBITAL<br />
SECUNDARIO ℓ<br />
0 s<br />
1 p<br />
2 d<br />
3 f<br />
N.° CUÁNTICO<br />
ORBITAL<br />
MAGNÉTICO m<br />
s 0<br />
p −1, 0 , +1<br />
d −2, −1, 0, +1, +2<br />
f<br />
−3, −2, −1, 0, +1,<br />
+2, +3<br />
4 PROFUNDIZACIÓN DEL MODELO DE BOHR<br />
Al aumentar <strong>el</strong> poder de resolución de los espectroscopios, se observó que algunas<br />
líneas no eran únicas, sino que estaban formadas por otras muy próximas que debían<br />
de corresponder a saltos de energía muy parecida. Para justifi car estos desdoblamientos<br />
de las líneas, Arnold Sommerf<strong>el</strong>d (1868 – 1951) propuso algunas modifi caciones<br />
que complicaban <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o de Bohr.<br />
En lugar de una única órbita para cada niv<strong>el</strong>, Sommerf<strong>el</strong>d postuló la existencia de<br />
varias órbitas: una circular y otras <strong>el</strong>ípticas de excentricidad creciente. Esta idea implicaba<br />
la presencia de subniv<strong>el</strong>es con energía muy parecida dentro d<strong>el</strong> mismo niv<strong>el</strong>,<br />
y justifi caba <strong>el</strong> aumento de líneas espectrales visionadas con aparatos mejores.<br />
Para caracterizar los subniv<strong>el</strong>es se introdujo <strong>el</strong> número cuántico secundario o azimutal<br />
(ℓ), que indica la forma de la órbita. Su valor depende de n y puede tomar los<br />
valores enteros comprendidos entre 0 y (n − 1).<br />
{ }<br />
ℓ = 0, …,n−1 Las órbitas asociadas a cada tipo de subniv<strong>el</strong> se caracterizaron mediante diferentes<br />
letras: s, p, d, f.<br />
Así, los números cuánticos secundarios son:<br />
n = 1 → ℓ = 0 (subniv<strong>el</strong> 1s)<br />
n = 2 → ℓ = 0 (subniv<strong>el</strong> 2s); ℓ = 1 (subniv<strong>el</strong> 2p)<br />
n = 3 → ℓ = 0 (subniv<strong>el</strong> 3s); ℓ = 1 (subniv<strong>el</strong> 3p); ℓ = 2 (subniv<strong>el</strong> 3d)<br />
n = 4 → ℓ = 0 (subniv<strong>el</strong> 4s); ℓ = 1 (subniv<strong>el</strong> 4p); ℓ = 2 (subniv<strong>el</strong> 4d);<br />
ℓ = 3 (subniv<strong>el</strong> 4f)<br />
Posteriormente hubo que corregir de nuevo este mod<strong>el</strong>o al conocerse <strong>el</strong> efecto Zeeman,<br />
que es <strong>el</strong> desdoblamiento de algunas rayas d<strong>el</strong> espectro al someter <strong>el</strong> hidrógeno<br />
a fuertes campos magnéticos. Se observa que:<br />
• Las líneas s no se desdoblan, solo hay una raya.<br />
• Las líneas p se desdoblan en tres rayas próximas.<br />
• Las líneas d se desdoblan en cinco rayas próximas.<br />
• Las líneas f se desdoblan en siete rayas muy próximas.<br />
Estos desdoblamientos indican que en cada subniv<strong>el</strong> p hay tres valores de energía;<br />
en cada subniv<strong>el</strong> d, cinco, y en cada subniv<strong>el</strong> f, siete. Se introdujo <strong>el</strong> llamado número<br />
cuántico magnético (m), cuyos valores permitidos son números enteros comprendidos<br />
entre −ℓ y + ℓ:<br />
{ }<br />
m = −ℓ, …, 0,<br />
… , + ℓ<br />
Por razones que omitiremos se introdujo <strong>el</strong> término orbital, que sustituyó al de órbita.<br />
Un subniv<strong>el</strong> tiene tantos orbitales como valores adquiera <strong>el</strong> número cuántico magnético<br />
m.
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
Aún se necesitó una tercera corrección y se introdujo un cuarto número cuántico, <strong>el</strong><br />
llamado número cuántico de espín (s), r<strong>el</strong>acionado con <strong>el</strong> sentido de giro d<strong>el</strong> <strong>el</strong>ec-<br />
1 1<br />
trón alrededor de su eje y que puede tomar dos valores, + y − ,según sea la<br />
2 2<br />
rotación d<strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón:<br />
s =± 1<br />
2<br />
El problema consistía en saber cómo se disponen los <strong>el</strong>ectrones en las órbitas. Por<br />
ejemplo, un átomo con 20 <strong>el</strong>ectrones ¿puede tener los 20 <strong>el</strong>ectrones en la primera<br />
órbita (n = 1)? ¿Puede tener 5 <strong>el</strong>ectrones en la primera órbita y 15 en la segunda?<br />
La solución vino con <strong>el</strong> principio de exclusión de Pauli, que afi rma:<br />
En un átomo no pueden existir dos <strong>el</strong>ectrones que tengan los cuatro números cuánticos<br />
iguales.<br />
Como <strong>el</strong> número de espín solo puede tener dos valores, en cada orbital solamente<br />
caben dos <strong>el</strong>ectrones, <strong>el</strong> que tiene espín s =+ 1<br />
2<br />
Números cuánticos (resumen)<br />
y <strong>el</strong> que tiene espín s =− 1<br />
2 .<br />
Cada uno de los <strong>el</strong>ectrones de un átomo viene determinado por cuatro números<br />
cuánticos: n, ℓ, m y s. <strong>Los</strong> tres primeros números cuánticos determinan <strong>el</strong> orbital<br />
en que se encuentra, y <strong>el</strong> último indica <strong>el</strong> giro de cada uno de los dos e − que puede<br />
albergar un orbital.<br />
1. El número cuántico principal n toma valores n = 1, 2, 3, 4... y determina <strong>el</strong> niv<strong>el</strong><br />
de energía d<strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón dentro d<strong>el</strong> átomo.<br />
2. Dentro de cada niv<strong>el</strong> existen subniv<strong>el</strong>es que se diferencian en <strong>el</strong> número cuántico<br />
secundario ℓ, que adopta los valores ℓ = 0, 1, 2... (n − 1). <strong>Los</strong> orbitales de cada uno<br />
de estos subniv<strong>el</strong>es se distinguen mediante diferentes letras (s, p, d, f ).<br />
3. El número de orbitales por subniv<strong>el</strong> viene determinado por <strong>el</strong> número cuántico<br />
magnético m, que puede adoptar los valores −ℓ..., 0, ..., + ℓ. Así, <strong>el</strong> subniv<strong>el</strong> ℓ = 0<br />
solo tiene un orbital de tipo s porque m solo toma un valor (m = 0), <strong>el</strong> subniv<strong>el</strong><br />
ℓ = 1 tiene tres orbitales de tipo p porque m tiene tres valores (m = −1, 0, +1), etc.<br />
4. El principio de exclusión de Pauli obliga a que en cada orbital haya como máximo<br />
dos <strong>el</strong>ectrones, que giran en sentido diferente. El giro viene defi nido por <strong>el</strong> número<br />
cuántico de espín s =± 1<br />
2 .<br />
Así, en <strong>el</strong> subniv<strong>el</strong> s, con un solo orbital, solamente caben dos <strong>el</strong>ectrones, y en <strong>el</strong><br />
subniv<strong>el</strong> p, con tres orbitales, cabe un máximo de seis <strong>el</strong>ectrones.<br />
En la siguiente tabla se aplican las reglas de los números cuánticos en los primeros<br />
cuatro niv<strong>el</strong>es en r<strong>el</strong>ación con <strong>el</strong> número de <strong>el</strong>ectrones que caben en cada niv<strong>el</strong> y en<br />
cada orbital.<br />
¡QUÉ CURIOSO!<br />
El número cuántico de espín s<br />
se r<strong>el</strong>aciona con la orientación<br />
d<strong>el</strong> giro d<strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón.<br />
¡QUÉ CURIOSO!<br />
Dos e− pueden estar situados<br />
en <strong>el</strong> mismo orbital si giran<br />
en direcciones opuestas.<br />
Por ejemplo, los dos <strong>el</strong>ectrones<br />
situados en <strong>el</strong> orbital<br />
1s tendrán los números<br />
cuánticos (1, 0, 0, +1/2) y<br />
(1, 0, 0, −1/2), respectivamente.<br />
Tienen los tres primeros<br />
números cuánticos<br />
iguales y difi eren en <strong>el</strong> espín,<br />
cumpliéndose, así, <strong>el</strong> principio<br />
de exclusión de Pauli.<br />
Congreso de Solvay (1927), en <strong>el</strong> que se dieron<br />
cita los científicos más importantes de la época,<br />
muchos de los cuales aparecen citados en esta<br />
unidad por su contribución a la teoría atómica.<br />
43
44<br />
n ℓ m s ORBITAL<br />
1 0 0 ± 1<br />
2<br />
3<br />
4<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
0 0 ± 1<br />
1 −1, 0, +1 ± 1<br />
0 0 ± 1<br />
1 −1, 0, +1 ± 1<br />
2 −2, −1, 0, +1, +2 ± 1<br />
0 0 ± 1<br />
1 −1, 0, +1 ± 1<br />
2 −2, −1, 0, +1, +2 ± 1<br />
3<br />
−3, −2, −1, 0, +1, +2,<br />
+3<br />
NÚMERO<br />
DE ORBITALES<br />
7 Dados los orbitales 3s, 2p, 3d y 4f, indica cuántos orbitales hay de cada tipo y los números cuánticos (n, ℓ,<br />
m) que los identifi can.<br />
3s: un orbital (n = 3, ℓ = 0, m = 0)<br />
2p: tres orbitales (n = 2, ℓ = 1, m = −1) (n = 2, ℓ = 1, m = 0) (n = 2, ℓ = 1, m = +1)<br />
3d: cinco orbitales (n = 3, ℓ = 2, m = −2) (n = 3, ℓ = 2, m = −1) (n = 3, ℓ = 2, m = 0)<br />
(n = 3, ℓ = 2, m = +1) (n = 3, ℓ = 2, m = +2)<br />
4f: siete orbitales (n = 4, ℓ = 3, m = −3) (n = 4, ℓ = 3, m = −2) (n = 4, ℓ = 3, m = −1)<br />
(n = 4, ℓ = 3, m = 0) (n = 4, ℓ = 3, m = +1) (n = 4, ℓ = 3, m = +2)<br />
(n = 4, ℓ = 3, m = +3)<br />
8 Considera las siguientes series hipotéticas de números cuánticos:<br />
2<br />
2<br />
2<br />
2<br />
2<br />
2<br />
2<br />
2<br />
2<br />
± 1<br />
2<br />
e − POR TIPO<br />
DE ORBITAL<br />
(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)<br />
NÚMERO<br />
TOTAL DE e −<br />
1s 1 2 2<br />
2s 1 2<br />
2p 3 6<br />
3s 1 2<br />
3p 3 6 18<br />
3d 5 10<br />
4s 1 2<br />
4p 3 6<br />
4d 5 10<br />
4f 7 14<br />
Señala cuáles son posibles y cuáles imposibles para especifi car <strong>el</strong> estado de un <strong>el</strong>ectrón e indica en qué tipo<br />
de orbital atómico están situados los que son posibles.<br />
(0, 0, 0, +1/2) Es imposible, puesto que n = 1, 2, 3, 4..., y en este caso n tomaría valor 0.<br />
(1, 1, 0, +1/2) Es imposible, puesto que ℓ = 0, 1, 2... (n − 1), y en este caso ℓ = n.<br />
(1, 0, 0, −1/2) Es posible; corresponde al orbital 1s.<br />
(2, 1, −2, +1/2) Es imposible, puesto que m = −ℓ, ..., 0, + ℓ, y en este caso m solo podría tomar los valores<br />
−1, 0, 1, y sin embargo han escrito −2.<br />
(2, 1, −1, +1/2) Es posible; corresponde al orbital 2p.<br />
8<br />
32
AHORA<br />
TÚ<br />
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
3 Justifi ca si son o no po sibles las siguientes combinaciones de números cuán ticos. En las que sean posibles,<br />
indica de qué orbital se trata.<br />
a (3, 1, −1, +1/2) b (2, 2, −1, −1/2) c (2, 0, −1, −1/2)<br />
4 Indica los números cuánticos de los dos <strong>el</strong>ectrones d<strong>el</strong> orbital 4s.<br />
Confi guración <strong>el</strong>ectrónica<br />
La distribución de los <strong>el</strong>ectrones de un átomo da lugar a la llamada confi guración<br />
<strong>el</strong>ectrónica d<strong>el</strong> átomo. La información que proporciona la confi guración <strong>el</strong>ectrónica<br />
es muy importante porque <strong>el</strong> comportamiento y las propiedades d<strong>el</strong> átomo dependen<br />
d<strong>el</strong> número de <strong>el</strong>ectrones que tenga en su última capa.<br />
<strong>Los</strong> <strong>el</strong>ectrones ocupan en primer lugar los orbitales de menor energía y siguen luego<br />
un orden creciente de energía. El orden de ocupación de los orbitales con <strong>el</strong> número<br />
máximo de <strong>el</strong>ectrones que pueden contener es <strong>el</strong> siguiente:<br />
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10<br />
Una regla mnemotécnica que facilita recordar <strong>el</strong> orden de llenado es <strong>el</strong> llamado diagrama<br />
de Mo<strong>el</strong>ler (FIGURA 10), en <strong>el</strong> que <strong>el</strong> orden es <strong>el</strong> indicado por las fl echas, empezando<br />
por <strong>el</strong> orbital inferior, <strong>el</strong> 1s.<br />
En cada fi la se escriben los orbitales de cada niv<strong>el</strong>; no hace falta escribir los orbitales<br />
6f, 7d, 7f porque no hay átomos que lleguen a r<strong>el</strong>lenarlos.<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
9 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los siguientes <strong>el</strong>ementos: O (Z = 8); S (Z = 16); Se (Z = 34);<br />
Sr (Z = 38); Xe (Z = 54).<br />
Conocemos <strong>el</strong> número atómico (Z) de los <strong>el</strong>ementos, lo que nos indica los protones que hay en sus núcleos. Dado<br />
que los átomos son neutros, hay <strong>el</strong> mismo número de <strong>el</strong>ectrones que de protones. Completamos las confi guraciones<br />
<strong>el</strong>ectrónicas usando <strong>el</strong> diagrama de Mo<strong>el</strong>ler:<br />
O (Z = 8): 1s 2 2s 2 2p 4<br />
S (Z = 16): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4<br />
Se (Z = 34): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4<br />
Sr (Z = 38): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2<br />
Xe (Z = 54): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6<br />
AHORA<br />
TÚ<br />
5 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los siguientes <strong>el</strong>ementos: Ne (Z = 10); Ca (Z = 20); Te (Z = 52).<br />
7s<br />
6s<br />
5s<br />
4s<br />
3s<br />
2s<br />
1s<br />
7p<br />
6p<br />
5p<br />
4p<br />
3p<br />
2p<br />
6d<br />
5d<br />
4d<br />
3d<br />
FIGURA 10 Diagrama de Mo<strong>el</strong>ler.<br />
5f<br />
4f<br />
45
46<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund<br />
Para poder explicar ciertas propiedades de los <strong>el</strong>ementos, incluyendo <strong>el</strong> enlace químico,<br />
es necesario introducir la última regla que afecta a la confi guración <strong>el</strong>ectrónica,<br />
es decir, a la distribución de los <strong>el</strong>ectrones en un átomo. Se trata d<strong>el</strong> principio de<br />
máxima multiplicidad, también conocido como regla de Hund. Este principio nos<br />
indica cómo se llenan los orbitales de energía equivalente.<br />
En orbitales de la misma energía, los <strong>el</strong>ectrones se distribuyen, siempre que sea posible,<br />
con los espines paral<strong>el</strong>os y, por tanto, sin aparear.<br />
Esta regla se entiende mejor viendo los diagramas de orbitales, en los que representamos<br />
cada orbital con una casilla. Un <strong>el</strong>ectrón con espín +1/2 se representa con<br />
una flecha hacia arriba y un <strong>el</strong>ectrón con es pín −1/2, con una fl echa hacia abajo.<br />
El diagrama de orbitales es importante para los <strong>el</strong>ectrones d<strong>el</strong> último niv<strong>el</strong> (los más<br />
externos) porque nos informa d<strong>el</strong> número de <strong>el</strong>ectrones desapareados que tiene un<br />
átomo. Por ejemplo, la confi guración <strong>el</strong>ectrónica d<strong>el</strong> nitrógeno (Z = 7) es:<br />
El diagrama de orbital d<strong>el</strong> niv<strong>el</strong> 2 sería:<br />
1s 2 2s 2 2p 3<br />
↑↓ ↑↓ ↑<br />
Sin embargo, este diagrama es incorrecto, porque hemos apareado dos <strong>el</strong>ectrones<br />
en la primera casilla p antes de que todas las casillas p tuviesen un <strong>el</strong>ectrón. El diagrama<br />
correcto es:<br />
↑↓ ↑ ↑ ↑<br />
10 Señala cuáles de los siguientes diagramas de orbitales son posibles. Justifi ca tu respuesta.<br />
a ↑↑ ↑<br />
1s 2 2s 1<br />
b ↑↓ ↑<br />
1s 2 2s 1<br />
c ↑↓↑<br />
1s 3<br />
d ↑↓ ↑↓ ↑↓<br />
2s 2 2p 4<br />
e ↑↓ ↑↓ ↑ ↑<br />
2s 2 2p 4<br />
f ↑↓ ↑↑ ↑<br />
2s 2 2p 3<br />
a No se cumple <strong>el</strong> principio de exclusión de Pauli, pues hay 2 e − en <strong>el</strong> mismo orbital con <strong>el</strong> mismo espín. Por tanto,<br />
los dos <strong>el</strong>ectrones tendrían los cuatro números cuánticos iguales.<br />
b Sí es posible. Se cumplen todas las reglas.<br />
c No se cumple <strong>el</strong> principio de exclusión de Pauli, puesto que no puede haber 3 e − en <strong>el</strong> mismo orbital. El primer<br />
<strong>el</strong>ectrón y <strong>el</strong> tercero tendrían los cuatro números cuánticos iguales.<br />
d No es posible, pues no se respeta <strong>el</strong> principio de máxima multiplicidad: hay cuatro <strong>el</strong>ectrones apareados, mientras<br />
que aún queda un orbital sin ningún <strong>el</strong>ectrón.<br />
e Sí es posible. Se cumplen todas las reglas.<br />
f No se cumple <strong>el</strong> principio de exclusión de Pauli, pues hay 2 e − en <strong>el</strong> mismo orbital con <strong>el</strong> mismo espín. Por tanto,<br />
los dos <strong>el</strong>ectrones tendrían los cuatro números cuánticos iguales.
5 LA TABLA PERIÓDICA<br />
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
En la Antigüedad se conocían algunos <strong>el</strong>ementos químicos tales como <strong>el</strong> oro, la plata,<br />
<strong>el</strong> cobre, etc. Posteriormente se fueron descubriendo más <strong>el</strong>ementos, hasta llegar<br />
a los 110 que se contabilizan en la actualidad. La mayoría de <strong>el</strong>los son naturales;<br />
<strong>el</strong> resto se obtienen artifi cialmente. De todos estos <strong>el</strong>ementos, alrededor de 80<br />
son metales, 15 son no metales típicos y <strong>el</strong> resto posee propiedades intermedias.<br />
A pesar de la sorprendente diversidad de propiedades y comportamientos que tienen<br />
los <strong>el</strong>ementos químicos, es posible vislumbrar la existencia de ciertas r<strong>el</strong>aciones y<br />
analogías entre <strong>el</strong>los. Por <strong>el</strong>lo, desde siempre se ha intentado clasifi carlos, buscando<br />
la posible existencia de semejanzas en sus propiedades con <strong>el</strong> fi n de simplifi car <strong>el</strong><br />
estudio de la química.<br />
Tras diversos intentos, se llegó a la tabla periódica actual, basada en los trabajos d<strong>el</strong><br />
ruso Mend<strong>el</strong>eiev, quien usó <strong>el</strong> orden creciente de las masas atómicas como criterio<br />
de ordenación según la propuesta de Mos<strong>el</strong>ey.<br />
En la tabla periódica actual se pueden observar una serie de columnas y de fi las en las<br />
que se organizan los <strong>el</strong>ementos atendiendo a los siguientes criterios:<br />
1. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos colocados en la misma columna constituyen los grupos, también<br />
llamados familias. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos de un mismo grupo poseen propiedades físicas<br />
y químicas semejantes. Hay 18 grupos.<br />
2. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos situados en la misma fi la constituyen los períodos. Hay 7 períodos.<br />
El primero es <strong>el</strong> que cuenta con menos <strong>el</strong>ementos; <strong>el</strong> segundo y <strong>el</strong> tercero son<br />
cortos; <strong>el</strong> cuarto y <strong>el</strong> quinto, largos, y <strong>el</strong> sexto y <strong>el</strong> séptimo, muy largos.<br />
La estructura de la tabla periódica guarda una estrecha r<strong>el</strong>ación<br />
con la confi guración <strong>el</strong>ectrónica de la última capa, o capa de valencia.<br />
Todos los <strong>el</strong>ementos situados en <strong>el</strong> mismo grupo o familia<br />
tienen la misma confi guración <strong>el</strong>ectrónica externa o de valencia,<br />
de ahí que se comporten químicamente de forma semejante.<br />
1. El bloque s está formado por 2 columnas, tantas como <strong>el</strong>ectrones<br />
caben en los subniv<strong>el</strong>es s. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos de este bloque<br />
acaban su confi guración <strong>el</strong>ectrónica en s 1 o s 2 .<br />
2. El bloque p está formado por 6 columnas, tantas como <strong>el</strong>ectrones<br />
caben en los subniv<strong>el</strong>es p. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos de ese bloque<br />
acaban su confi guración en s 2 p 1 , s 2 p 2 ... hasta s 2 p 6 , dependiendo<br />
de la familia de que se trate.<br />
3. El bloque d está formado por 10 columnas, tantas como<br />
<strong>el</strong>ectrones caben en los subniv<strong>el</strong>es d. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos de ese<br />
bloque acaban su confi guración en d 1 , d 2 ... hasta d 10 , en <strong>el</strong> niv<strong>el</strong><br />
(n − 1).<br />
4. Finalmente, <strong>el</strong> bloque f está formado por 14 columnas, tantas<br />
como <strong>el</strong>ectrones caben en <strong>el</strong> subniv<strong>el</strong> f.<br />
Dmitri Mend<strong>el</strong>éyev (1834 – 1907).<br />
Tabla periódica propuesta por Dmitri Mend<strong>el</strong>éyev en 1891.<br />
47
48<br />
Tabla periódica de los <strong>el</strong>ementos<br />
Las masas atómicas que están entre paréntesis corresponden al isótopo más estable.<br />
(1) (2) (3) (4) (5) (6) (7) (8) (9) (10) (11) (12) (13) (14) (15) (16) (17) (18)<br />
V A 0<br />
I A IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIII V B IB IIB IIIA IVIVI A VA VIA VII<br />
2<br />
He<br />
H<strong>el</strong>io<br />
4,0026<br />
4<br />
Be<br />
Berilio<br />
1<br />
Número atómico<br />
10<br />
Ne<br />
Neón<br />
20,18<br />
9<br />
F<br />
Flúor<br />
18,99<br />
17<br />
Cl<br />
Cloro<br />
35,45<br />
35<br />
Br<br />
Bromo<br />
79,90<br />
8<br />
O<br />
7<br />
N<br />
Nitrógeno<br />
14,006<br />
6<br />
C<br />
Carbono<br />
12,01<br />
5<br />
B<br />
Boro<br />
10,81<br />
Símbolo<br />
2<br />
Oxígeno<br />
15,99 15,9<br />
Nombre<br />
4<br />
Be<br />
Berilio<br />
9,01<br />
1<br />
H<br />
Hidrógeno<br />
1,008<br />
3<br />
Li<br />
Litio<br />
6,94<br />
18<br />
Ar<br />
Argón<br />
39,95<br />
16<br />
S<br />
15<br />
P<br />
Fósforo<br />
30,97<br />
14<br />
Si<br />
Silicio<br />
28,08<br />
13<br />
Al<br />
Aluminio<br />
26,98<br />
Masa atómica<br />
9,01<br />
3<br />
Azufre<br />
32,06 32,0<br />
36<br />
Kr<br />
Criptón<br />
83,80<br />
34<br />
Se<br />
4<br />
54<br />
Xe<br />
Xenón<br />
131,30<br />
53<br />
I<br />
52<br />
43<br />
Te T<br />
Tc T<br />
5<br />
Yo Yod odo T<strong>el</strong>uro T<br />
Tecnecio T<br />
24<br />
Cr<br />
Cromo<br />
51,99<br />
42<br />
Mo<br />
Molibdeno<br />
95,94<br />
41<br />
Nb<br />
Niobio<br />
92,90<br />
6<br />
Sólidos<br />
Líquidos<br />
Metales<br />
Metaloides<br />
109<br />
Mt<br />
Metnerio<br />
(268)<br />
108<br />
Hs<br />
Hassio<br />
(277)<br />
107<br />
Bh<br />
Bohrio<br />
(264)<br />
106<br />
Sg<br />
Seaborgio<br />
(266)<br />
105<br />
Db<br />
Dubnio<br />
(262)<br />
40<br />
Zr<br />
Zirconio<br />
91,22<br />
72<br />
Hf<br />
Hafnio<br />
178,49<br />
104<br />
Rf<br />
Rutherfordio<br />
(261)<br />
39<br />
Y<br />
Ytrio<br />
88,90<br />
**<br />
12<br />
Mg<br />
Magnesio<br />
24,31<br />
20<br />
Ca<br />
Calcio<br />
40,08<br />
38<br />
Sr<br />
Estroncio<br />
87,62<br />
56<br />
Ba<br />
Bario<br />
137,34<br />
88<br />
Ra<br />
Radio<br />
(226)<br />
126,90<br />
127,60<br />
51<br />
Sb<br />
Antimonio<br />
121,75<br />
50<br />
Sn<br />
Estaño<br />
118,69<br />
49<br />
In<br />
Indio<br />
114,82<br />
30<br />
Zn<br />
Cinc<br />
65,37<br />
48<br />
Cd<br />
Cadmio<br />
112,40<br />
80<br />
Hg<br />
Mercurio<br />
200,59<br />
47<br />
Ag<br />
Plata<br />
107,87<br />
28<br />
Ni<br />
Níqu<strong>el</strong><br />
58,71<br />
46<br />
Pd<br />
Paladio<br />
106,40<br />
78<br />
Pt<br />
Platino<br />
195,09<br />
110<br />
Ds<br />
Darmstadio<br />
(271)<br />
25<br />
23<br />
22<br />
Mn<br />
V<br />
Ti<br />
S<strong>el</strong>enio<br />
Manganes M o<br />
Vanadio V<br />
Titanio T<br />
78,96 78,9<br />
33<br />
As<br />
Arsénico<br />
74,92<br />
32<br />
Ge<br />
Germanio<br />
72,59<br />
31<br />
Ga<br />
Galio<br />
69,72<br />
29<br />
Cu<br />
Cobre<br />
63,54<br />
27<br />
Co<br />
Cobalto<br />
58,93<br />
26<br />
Fe<br />
Hierro<br />
55,84<br />
54,94<br />
50,94<br />
47,90<br />
21<br />
Sc<br />
Escandio<br />
44,95<br />
45<br />
Rh<br />
Rodio<br />
102,90<br />
44<br />
Ru<br />
Rutenio<br />
101,07<br />
(99)<br />
86<br />
Rn<br />
Radón<br />
(222)<br />
85<br />
At<br />
Astato<br />
(210)<br />
84<br />
Po<br />
Polonio<br />
(210)<br />
83<br />
Bi<br />
Bismuto<br />
208,98<br />
82<br />
Pb<br />
Plomo<br />
207,19<br />
81<br />
74<br />
73<br />
Tl<br />
79<br />
Au<br />
Oro<br />
77<br />
Ir<br />
Iridio<br />
76<br />
Os<br />
Osmio<br />
190,20<br />
75<br />
Re<br />
Renio<br />
186,20<br />
W<br />
Ta T<br />
Talio T<br />
Wolframio W<br />
*<br />
204,37<br />
196,96<br />
192,20<br />
183,85<br />
Tántalo<br />
180,95<br />
Sintetizados<br />
artificialmente<br />
111<br />
Rg<br />
Roentgenio<br />
(272)<br />
11<br />
Na<br />
Sodio<br />
22,99<br />
19<br />
K<br />
Potasio<br />
35,45<br />
37<br />
Rb<br />
Rubidio<br />
85,47<br />
55<br />
Cs<br />
Cesio<br />
132,90<br />
87<br />
Fr<br />
Francio<br />
(223)<br />
7<br />
Gases<br />
No metales<br />
71<br />
Lu<br />
Lutecio<br />
174,97<br />
103<br />
Lr<br />
Lawrencio<br />
(25)<br />
70<br />
Yb<br />
Yterbio<br />
173,04<br />
69<br />
68<br />
Er<br />
Erbio<br />
67<br />
Ho<br />
Holmio<br />
164,93<br />
99<br />
Es<br />
Einstenio<br />
(254)<br />
66<br />
Dy<br />
Disprosio<br />
162,50<br />
65<br />
Tm<br />
Tb<br />
Tulio T<br />
Terbio T<br />
64<br />
Gd<br />
Gadolinio<br />
157,25<br />
63<br />
Eu<br />
Europio<br />
151,96<br />
95<br />
Am<br />
Americio<br />
(243)<br />
62<br />
Sm<br />
Samario<br />
150,35<br />
61<br />
Pm<br />
Promecio<br />
(145)<br />
60<br />
Nd<br />
Neodimio<br />
144,24<br />
59<br />
Pr<br />
Praseodimio<br />
140,90<br />
58<br />
Ce<br />
Cerio<br />
140,12<br />
57<br />
La<br />
Lantano<br />
138,91<br />
*<br />
168,93<br />
167,26<br />
158,92<br />
102<br />
No<br />
Nob<strong>el</strong>io<br />
(253)<br />
101<br />
Md<br />
Mend<strong>el</strong>evio<br />
(256)<br />
100<br />
Fm<br />
Fermio<br />
(253)<br />
98<br />
Cf<br />
Californio<br />
(251)<br />
97<br />
Bk<br />
Berk<strong>el</strong>io<br />
(249)<br />
96<br />
Cm<br />
Curio<br />
(247)<br />
94<br />
Pu<br />
Plutonio<br />
(242)<br />
93<br />
Np<br />
Neptunio<br />
(237)<br />
92<br />
U<br />
Uranio<br />
238,03<br />
91<br />
Pa<br />
Protoactinio<br />
(231)<br />
90<br />
Th<br />
Torio T<br />
89<br />
Ac<br />
Actinio<br />
(227)<br />
**<br />
232,02
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
11 Escribe la confi guración <strong>el</strong>ectrónica de los tres primeros metales alcalinos (grupo 1).<br />
Li (Z = 3): 1s 2 2s 1<br />
Na (Z = 11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1<br />
K (Z = 19): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1<br />
12 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los tres primeros halógenos (grupo 17). ¿Cuál es la confi guración<br />
externa d<strong>el</strong> yodo y d<strong>el</strong> astato?<br />
F (Z = 9): 1s 2 2s 2 2p 5<br />
Cl (Z = 17): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5<br />
Br (Z = 35): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5<br />
La confi guración externa d<strong>el</strong> yodo es 5s 2 5p 5 y la d<strong>el</strong> astato, 6s 2 6p 5 .<br />
13 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas d<strong>el</strong> cobre (Z = 29) y de la plata (Z = 47).<br />
Cu (Z = 29): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9<br />
Ag (Z = 47): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 9<br />
AHORA<br />
TÚ<br />
6 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los tres primeros <strong>el</strong>ementos d<strong>el</strong> grupo 2.<br />
7 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los tres primeros <strong>el</strong>ementos d<strong>el</strong> grupo 16. ¿Qué semejanzas<br />
encuentras entre <strong>el</strong>las?<br />
Observa, ahora, las columnas que hay en cada período:<br />
• En <strong>el</strong> período 1 hay 2 columnas.<br />
• En los períodos 2 y 3 hay 8 columnas.<br />
• En los períodos 4 y 5 hay 18 columnas.<br />
• En los períodos 6 y 7 (si intercalamos las 14 columnas d<strong>el</strong> bloque f) hay 32 columnas.<br />
Como se ve, <strong>el</strong> número de columnas de cada período (2, 8, 18, 32) se corresponde<br />
con <strong>el</strong> número de <strong>el</strong>ectrones que caben en las cuatro primeras órbitas (n = 1, 2, 3, 4).<br />
<strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos dentro de un mismo período (horizontal) tienen <strong>el</strong> mismo número de<br />
niv<strong>el</strong>es <strong>el</strong>ectrónicos. Podemos construir la confi guración <strong>el</strong>ectrónica d<strong>el</strong> siguiente<br />
<strong>el</strong>emento de la tabla periódica añadiendo un <strong>el</strong>ectrón, <strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón diferenciador,<br />
que se aloja en <strong>el</strong> niv<strong>el</strong> vacante de menor energía, aunque en algún caso puede presentarse<br />
alguna excepción que no estudiaremos este curso.<br />
La tabla periódica sirve también como regla mnemotécnica para recordar <strong>el</strong> orden<br />
de llenado al escribir las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas, como veremos en <strong>el</strong> siguiente<br />
ejemplo resu<strong>el</strong>to.<br />
<strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos se ordenan en la tabla periódica<br />
según su configuración <strong>el</strong>ectrónica.<br />
49
50<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
14 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los siguientes <strong>el</strong>ementos: O, S y Se.<br />
Escribiremos las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de estos <strong>el</strong>ementos sin necesidad de conocer los respectivos números<br />
<strong>atómicos</strong>. Solo tendremos en cuenta <strong>el</strong> emplazamiento de cada <strong>el</strong>emento en la tabla periódica:<br />
El O está en la cuarta columna d<strong>el</strong> grupo p, por lo que su confi guración <strong>el</strong>ectrónica acaba en p 4 . Como está en<br />
<strong>el</strong> segundo período, los <strong>el</strong>ectrones más externos están en <strong>el</strong> niv<strong>el</strong> 2; por tanto, acaba en 2p 4 . Si transitamos desde<br />
la primera casilla d<strong>el</strong> grupo 1 (en <strong>el</strong> período 1) hasta la casilla d<strong>el</strong> oxígeno, pasamos sucesivamente por:<br />
Período 1, bloque s: escribimos 1s 2 .<br />
Período 2, bloque s: escribimos 2s 2 .<br />
Período 2, bloque p, columna 4: escribimos 2p 4 : [O] = 1s 2 2s 2 2p 4 .<br />
El S está en <strong>el</strong> período 3, bloque p, columna 4. Su confi guración acaba en 3p 4 . Si transitamos desde la primera<br />
casilla hasta la que ocupa <strong>el</strong> azufre, debemos escribir: [S] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .<br />
El Se está en <strong>el</strong> período 4, bloque p, columna 4. Su confi guración acaba en 4p 4 . Si hacemos <strong>el</strong> mismo recorrido que<br />
antes, vemos que después de pasar por <strong>el</strong> período 4 d<strong>el</strong> bloque s, antes de llegar al bloque p d<strong>el</strong> mismo período hay<br />
que transitar por <strong>el</strong> bloque d por primera vez, y, como <strong>el</strong> primer niv<strong>el</strong> que tiene subniv<strong>el</strong> d es <strong>el</strong> 3, debemos escribir<br />
3d 10 antes de pasar a 4p 4 . El resultado es: [Se] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 .<br />
AHORA<br />
TÚ<br />
8 A partir de su posición en la tabla periódica, y suponiendo que no conoces su número atómico, escribe las<br />
confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas d<strong>el</strong> magnesio, <strong>el</strong> aluminio y <strong>el</strong> silicio.<br />
RECUERDA<br />
A los <strong>el</strong>ementos d<strong>el</strong> grupo 18<br />
se los denomina gases nobles o<br />
inertes por su ausencia de reactividad<br />
química.<br />
Elementos representativos<br />
<strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos de los bloques s y p, es decir, los <strong>el</strong>ementos de los grupos 1 y 2 y de los<br />
grupos d<strong>el</strong> 13 al 18 (que suman un total de 8 columnas), se denominan representativos,<br />
porque son los que más fi <strong>el</strong>mente «representan» la ley periódica de que los<br />
<strong>el</strong>ementos de la misma columna se asemejan en propiedades. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ectrones de valencia<br />
de los <strong>el</strong>ementos representativos coinciden con <strong>el</strong> grupo al que pertenecen:<br />
• Grupo 1 (familia de los alcalinos): tienen 1 e − de valencia (ns 1 ).<br />
• Grupo 2 (familia de los alcalinotérreos): tienen 2 e − de valencia (ns 2 ).<br />
• Grupo 13 (familia de los térreos): tienen 3 e − de valencia (ns 2 np 1 ).<br />
• Grupo 14 (familia de los carbonoideos): tienen 4 e − de valencia (ns 2 np 2 ).<br />
• Grupo 15 (familia de los nitrogenoideos): tienen 5 e − de valencia (ns 2 np 3 ).<br />
• Grupo 16 (familia de los calcógenos o anfígenos): tienen 6 e − de valencia (ns 2 np 4 ).<br />
• Grupo 17 (familia de los halógenos): tienen 7 e − de valencia (ns 2 np 5 ).<br />
• Grupo 18 (familia de los gases nobles o inertes): tienen 8 e − de valencia (ns 2 np 6 ).
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
La inactividad química de los gases nobles se atribuye a la gran estabilidad que les<br />
proporciona su confi guración <strong>el</strong>ectrónica. El primero de la familia, <strong>el</strong> h<strong>el</strong>io (dos <strong>el</strong>ectrones),<br />
tiene <strong>el</strong> primer niv<strong>el</strong> o capa completo, por lo que su estructura <strong>el</strong>ectrónica es<br />
1s 2 . El resto de los gases nobles presentan los subniv<strong>el</strong>es s y p de la última capa completos<br />
con 8 e − (ns 2 np 6 ); tienen lo que se llama <strong>el</strong> octeto completo.<br />
Elementos de transición<br />
<strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos d<strong>el</strong> bloque d se llaman <strong>el</strong>ementos de transición porque hay que transitar<br />
por <strong>el</strong>los para pasar de un lado a otro de los <strong>el</strong>ementos representativos. El <strong>el</strong>ectrón<br />
diferenciador entra en los orbitales d; caben hasta 10 e − repartidos en cinco de estos<br />
orbitales.<br />
Elementos de transición interna<br />
<strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos d<strong>el</strong> bloque f aparecen desplazados al fi nal de la tabla periódica para<br />
no alargarla en exceso. El <strong>el</strong>ectrón diferenciador entra en los orbitales f, donde tienen<br />
cabida hasta 14 e − repartidos en siete de estos orbitales. Distinguimos dos series, los<br />
lantánidos y los actínidos.<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
15 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los <strong>el</strong>ementos Na, Mg, Fe, Ni y Cl. ¿Cuáles son representativos?<br />
¿Cuáles son de transición?<br />
[Na] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1<br />
[Mg] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2<br />
[Fe] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6<br />
[Ni] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8<br />
[Cl] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5<br />
Son representativos <strong>el</strong> sodio, <strong>el</strong> magnesio y <strong>el</strong> cloro, porque tienen su último e − en un orbital s o en un orbital p.<br />
Son de transición <strong>el</strong> hierro y <strong>el</strong> níqu<strong>el</strong>, porque tienen su último e − en un orbital d.<br />
16 Considera los siguientes <strong>el</strong>ementos con su confi guración <strong>el</strong>ectrónica:<br />
[W] = 1s 2 2s 2 2p 3<br />
[X] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3<br />
[Y] = 1s 2 2s 2 2p 6 2s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3<br />
Razona la validez de las siguientes afi rmaciones:<br />
a Pertenecen al mismo período. c Y pertenece al cuarto período.<br />
b Pertenecen al mismo grupo. d El número atómico de X es 14.<br />
Elementos representativos<br />
Elementos de transición<br />
Elementos de transición interna<br />
FIGURA 11 Clasificación de los <strong>el</strong>ementos según<br />
su posición en la tabla periódica.<br />
a Falso. La última capa ocupada no es la misma en ninguno de <strong>el</strong>los. Pertenecen a períodos distintos.<br />
b Verdadero. La confi guración de todos <strong>el</strong>los es similar: ns 2 np 3 .<br />
c Verdadero. La última capa ocupada es la cuarta.<br />
d Falso. X es un átomo neutro y posee 15 e − , por <strong>el</strong>lo su núcleo tiene 15 p + (Z = 15).<br />
51
52<br />
FIGURA 12 Variación d<strong>el</strong> radio atómico.<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
6 PROPIEDADES PERIÓDICAS<br />
Son propiedades periódicas de los <strong>el</strong>ementos aqu<strong>el</strong>las propiedades tanto físicas<br />
como químicas que varían de modo regular con <strong>el</strong> número atómico al ser consecuencia<br />
de la forma en que se distribuyen los <strong>el</strong>ectrones en <strong>el</strong> átomo.<br />
Radio atómico<br />
El tamaño de los átomos se r<strong>el</strong>aciona con <strong>el</strong> radio de estos, y se calcula de forma<br />
indirecta a partir de la medida de las longitudes de los enlaces. Las tendencias generales<br />
de variación en <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> (SP) se resumen en la FIGURA 12.<br />
1. En un mismo grupo, <strong>el</strong> radio atómico aumenta a medida que descendemos en<br />
la tabla, debido a que <strong>el</strong> átomo se hace mayor al aumentar <strong>el</strong> número de capas.<br />
2. En un mismo período, <strong>el</strong> radio atómico disminuye al avanzar hacia la derecha,<br />
ya que va aumentando <strong>el</strong> número de protones y con <strong>el</strong>lo la carga d<strong>el</strong> núcleo, de<br />
manera que la mayor carga positiva d<strong>el</strong> núcleo hace crecer la atracción sobre cada<br />
<strong>el</strong>ectrón y, en consecuencia, <strong>el</strong> átomo se contrae. Si bien también aumenta <strong>el</strong> número<br />
de <strong>el</strong>ectrones, todos <strong>el</strong>los se añaden en <strong>el</strong> mismo niv<strong>el</strong>.<br />
17 Indica <strong>el</strong> orden creciente d<strong>el</strong> tamaño d<strong>el</strong> átomo de los <strong>el</strong>ementos C (Z = 6), F (Z = 9) y Si (Z = 14).<br />
Si situamos los <strong>el</strong>ementos en la tabla periódica, podemos observar que:<br />
• El C y <strong>el</strong> F son d<strong>el</strong> mismo período; por tanto, a mayor Z, menor radio.<br />
• El C y <strong>el</strong> Si son d<strong>el</strong> mismo grupo; por tanto, a mayor Z, mayor radio.<br />
El orden creciente de los radios es r (F) < r (C) < r (Si).<br />
FIGURA 13 Variación d<strong>el</strong> potencial de ionización.<br />
Potencial de ionización<br />
El potencial de ionización o energía de ionización (EI) es la energía que se necesita<br />
para extraer <strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón más débilmente ligado a un átomo en estado gaseoso. Se<br />
trata d<strong>el</strong> siguiente proceso:<br />
X + EI → X + + e −<br />
El átomo X se convierte en un ion positivo (catión).<br />
1. En un mismo grupo, la energía de ionización disminuye a medida que descendemos<br />
en la tabla periódica, ya que los <strong>el</strong>ectrones periféricos están más alejados<br />
d<strong>el</strong> núcleo y, por tanto, son retenidos más débilmente.<br />
2. En un mismo período, la energía de ionización aumenta, en general, hacia la<br />
derecha. En efecto, a medida que crece <strong>el</strong> número atómico, la atracción d<strong>el</strong> núcleo<br />
sobre los <strong>el</strong>ectrones es mayor, por lo que la energía necesaria para arrancar<br />
uno de <strong>el</strong>los aumenta.<br />
En cualquier caso, hay pequeñas irregularidades que corresponden a átomos con<br />
niv<strong>el</strong>es llenos o semillenos que al gozar de más estabilidad tienen una EI algo mayor.
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong> 2<br />
18 Indica <strong>el</strong> orden creciente de la energía de ionización de los <strong>el</strong>ementos C (Z = 6), F (Z = 9) y Si (Z = 14).<br />
Si analizamos la confi guración <strong>el</strong>ectrónica de los <strong>el</strong>ementos y los situamos en <strong>el</strong> SP, observamos que:<br />
• El C y <strong>el</strong> F son d<strong>el</strong> mismo período; por tanto, a mayor Z, mayor EI.<br />
• El C y <strong>el</strong> Si son d<strong>el</strong> mismo grupo; por tanto, a mayor Z, menor EI.<br />
El orden creciente de la EI es EI (Si) < EI (C) < EI (F).<br />
AHORA<br />
TÚ<br />
9 Ordena de mayor a menor energía de ionización los siguientes <strong>el</strong>ementos: Ra, N y Cu.<br />
Afi nidad <strong>el</strong>ectrónica<br />
La afi nidad <strong>el</strong>ectrónica o <strong>el</strong>ectroafi nidad (AE) de un <strong>el</strong>emento es la energía liberada<br />
cuando un átomo de este <strong>el</strong>emento en estado gaseoso adquiere un <strong>el</strong>ectrón y se<br />
convierte en anión:<br />
X + e − → X − + AE<br />
La afi nidad <strong>el</strong>ectrónica es una propiedad difícil de determinar experimentalmente.<br />
Hay <strong>el</strong>ementos como los gases nobles cuya afi nidad <strong>el</strong>ectrónica no se ha podido determinar<br />
debido a la gran inestabilidad d<strong>el</strong> anión. Como norma general:<br />
1. En un mismo grupo, la afi nidad <strong>el</strong>ectrónica disminuye hacia abajo.<br />
2. En un mismo período, la afi nidad <strong>el</strong>ectrónica aumenta hacia la derecha.<br />
Es decir, la afi nidad <strong>el</strong>ectrónica presenta la misma variación que la energía de ionización.<br />
Observa en las fi guras 13 y 14 que la energía de ionización y la afi nidad <strong>el</strong>ectrónica<br />
varían de igual manera. Cuando ambos valores son altos, <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento en cuestión<br />
tiene una <strong>el</strong>evada tendencia a ganar <strong>el</strong>ectrones, y por <strong>el</strong>lo se necesitan grandes cantidades<br />
de energía para arrancarlos.<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
19 Indica <strong>el</strong> orden creciente de la afi nidad <strong>el</strong>ectrónica de los <strong>el</strong>ementos N (Z = 7), Mg (Z = 12), Al (Z = 13)<br />
y P (Z = 15).<br />
• El Mg, <strong>el</strong> Al y <strong>el</strong> P son d<strong>el</strong> mismo período; por tanto, a mayor Z, mayor AE.<br />
• El N y <strong>el</strong> P son d<strong>el</strong> mismo grupo; por tanto, a mayor Z, menor AE.<br />
El orden creciente de la <strong>el</strong>ectroafi nidad es AE (Mg ) < AE (Al) < AE (P) < AE (N).<br />
FIGURA 14 Variación de la afinidad <strong>el</strong>ectrónica.<br />
53
54<br />
2,1<br />
1<br />
1,5<br />
0,9 1,2<br />
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<br />
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<br />
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<br />
0,7 0,9<br />
EJEMPLO<br />
RESUELTO<br />
Electronegatividad<br />
La <strong>el</strong>ectronegatividad (EN) indica la atracción que un átomo ejerce sobre un par de<br />
e − compartido con otro átomo en <strong>el</strong> enlace covalente.<br />
Cuanto mayor es la <strong>el</strong>ectronegatividad de un átomo, mayor es su<br />
tendencia a atraer al par de e − . En un sentido más general, la <strong>el</strong>ectronegatividad<br />
es un indicador de la atracción que un átomo ejerce<br />
sobre los <strong>el</strong>ectrones.<br />
Combinando los valores de EI y AE, <strong>el</strong> químico americano Linus<br />
Pauling estableció una escala de <strong>el</strong>ectronegatividad con valores<br />
comprendidos entre 0 y 4. El valor más grande, <strong>el</strong> 4, corresponde<br />
al fl úor, que es <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento más <strong>el</strong>ectronegativo de todos. El oxígeno<br />
(con un valor de 3,4), <strong>el</strong> cloro (con un valor de 3,2) y <strong>el</strong><br />
bromo (con un valor de 3,0) son también <strong>el</strong>ementos muy <strong>el</strong>ectronegativos.<br />
En la FIGURA 15 se puede observar que la tendencia general de la <strong>el</strong>ectronegatividad<br />
es aumentar en <strong>el</strong> período hacia la derecha y disminuir en <strong>el</strong> grupo hacia abajo, igual<br />
que la EI y la AE.<br />
20 Razona qué <strong>el</strong>ementos tienen mayor <strong>el</strong>ectronegatividad: a litio u oxígeno; b nitrógeno o neón; c cloro o<br />
fósforo.<br />
a El O es un no metal d<strong>el</strong> grupo 16 y tiene tendencia a ganar e − , mientras que <strong>el</strong> Li es un metal y su tendencia es<br />
perder e − . Por tanto, <strong>el</strong> O es más <strong>el</strong>ectronegativo que <strong>el</strong> Li.<br />
b El N es un no metal; por tanto, es más <strong>el</strong>ectronegativo que <strong>el</strong> Ne, que es un gas noble y por tanto no tiene tendencia<br />
ni a ganar ni a perder e − , ya que tiene completo <strong>el</strong> octeto.<br />
c El Cl y <strong>el</strong> P están en <strong>el</strong> mismo período, y dentro d<strong>el</strong> período la <strong>el</strong>ectronegatividad aumenta hacia la derecha (→).<br />
El cloro es uno de los <strong>el</strong>ementos más <strong>el</strong>ectronegativos que se conocen, con un valor de 3,2.<br />
AHORA<br />
TÚ<br />
2,0 2,5 3,0 3,5 4,0<br />
1,5 1,8 2,1 2,5 3,0<br />
FIGURA 15 Tabla periódica con valores de <strong>el</strong>ectronegatividad.<br />
10 Coloca en orden creciente de <strong>el</strong>ectronegatividad los siguientes <strong>el</strong>ementos: Al, K, O y Cr.<br />
FIGURA 16 Metales, semimetales, no metales<br />
y gases metales nobles en la tabla periódica.<br />
no metales<br />
semimetales gases nobles<br />
Aunque los <strong>el</strong>ementos de la tabla periódica se clasifi can tradicionalmente en metales,<br />
no metales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras<br />
clases, existiendo unos <strong>el</strong>ementos llamados semimetales con características intermedias.<br />
La FIGURA 16 muestra una tabla muda con una línea quebrada que separa la zona de<br />
metales de los no metales. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos que tocan la línea quebrada, como <strong>el</strong> Si y<br />
<strong>el</strong> Ge se consideran semimetales. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos más alejados de esa línea divisoria<br />
tienen más acentuado su carácter metálico o no metálico. <strong>Los</strong> <strong>el</strong>ementos más metálicos<br />
son los alcalinos y los más no metálicos, los halógenos.
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong><br />
Revisión de la unidad<br />
1 R<strong>el</strong>lena los huecos: «La primera partícula que se descubrió<br />
fue <strong>el</strong> . Tras su descubrimiento, a fi nales<br />
d<strong>el</strong> siglo XIX, se empezó a pensar que los<br />
tenían una estructura interna».<br />
2 Describe brevemente <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o atómico de Thomson.<br />
¿Con qué nombre se conoce también?<br />
3 Describe <strong>el</strong> experimento conocido como experiencia<br />
de Rutherford e indica cuáles fueron sus resultados.<br />
4 Describe brevemente <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o atómico de Rutherford.<br />
¿Con qué nombre se conoce también?<br />
5 ¿Qué inconvenientes y qué ventajas tenía <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o<br />
atómico de Rutherford?<br />
6 Después d<strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón, ¿qué otras dos partículas fundamentales<br />
se descubrieron y en qué orden?<br />
7 Defi ne los conceptos número atómico y número másico<br />
e indica con qué símbolos se representan.<br />
8 R<strong>el</strong>lena los huecos: «Se llaman isótopos los distintos<br />
átomos de un mismo que se diferencian en <strong>el</strong><br />
número de , es decir que tienen <strong>el</strong> mismo<br />
pero distinto ».<br />
9 ¿Por qué las masas atómicas de los <strong>el</strong>ementos (que<br />
fi guran en la tabla periódica) no son números naturales?<br />
10 Explica qué son las denominadas órbitas estacionarias<br />
en <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o atómico de Bohr.<br />
11 ¿Cómo explica <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o de Bohr las líneas d<strong>el</strong><br />
espectro d<strong>el</strong> hidrógeno?<br />
12 ¿Qué es <strong>el</strong> número cuántico principal en <strong>el</strong> mod<strong>el</strong>o<br />
atómico de Bohr y qué valores puede tomar?<br />
13 ¿Qué signifi ca que un átomo de hidrógeno esté<br />
en <strong>el</strong> estado fundamental? ¿Y en un estado excitado?<br />
14 Además d<strong>el</strong> número cuántico principal, ¿cuáles<br />
son los otros tres números cuánticos que permiten<br />
identifi car los <strong>el</strong>ectrones de un átomo y qué valores<br />
pueden tomar?<br />
15 ¿Qué número máximo de <strong>el</strong>ectrones caben en<br />
cada órbita o niv<strong>el</strong>?<br />
16 ¿Qué dice <strong>el</strong> principio de exclusión de Pauli y qué<br />
consecuencia tiene sobre <strong>el</strong> número máximo de <strong>el</strong>ectrones<br />
que caben en un orbital?<br />
17 ¿Cuántos <strong>el</strong>ectrones caben en los subniv<strong>el</strong>es s?<br />
¿Y en los subniv<strong>el</strong>es p, d y f?<br />
18 ¿Qué es <strong>el</strong> diagrama de Mo<strong>el</strong>ler? Reprodúc<strong>el</strong>o.<br />
19 Enuncia <strong>el</strong> principio de máxima multiplicidad de<br />
Hund.<br />
20 ¿Qué es un grupo y qué es un período en la tabla<br />
periódica? ¿Cuántos grupos y períodos hay?<br />
21 R<strong>el</strong>lena los huecos: «La estructura de la tabla<br />
periódica tiene mucho que ver con la confi guración<br />
<strong>el</strong>ectrónica de la última capa o capa de valencia. Todos<br />
los <strong>el</strong>ementos situados en <strong>el</strong> mismo tienen la<br />
confi guración <strong>el</strong>ectrónica externa similar, de ahí que<br />
se comporten químicamente de forma ».<br />
22 ¿Cuántas columnas hay en los bloques s, p, d y f<br />
de la tabla periódica? ¿Cuál es su r<strong>el</strong>ación con la confi -<br />
guración <strong>el</strong>ectrónica?<br />
23 ¿A qué se llama <strong>el</strong>ementos representativos?<br />
¿Y <strong>el</strong>ementos de transición?<br />
24 ¿A qué se llama propiedades periódicas atómicas?<br />
25 ¿Cuáles son las cuatro propiedades periódicas citadas<br />
en <strong>el</strong> texto y cuáles son sus reglas de variación?<br />
26 R<strong>el</strong>lena los huecos: «La es la energía que<br />
se necesita para extraer a un átomo <strong>el</strong> <strong>el</strong>ectrón más<br />
débilmente ligado cuando se encuentra en estado<br />
».<br />
27 R<strong>el</strong>lena los huecos: «La de un <strong>el</strong>emento<br />
es la energía liberada cuando un átomo de dicho <strong>el</strong>emento<br />
en estado gaseoso adquiere un <strong>el</strong>ectrón y se convierte<br />
en (ion negativo)».<br />
2<br />
55
56<br />
EJERCICIOS RESUELTOS<br />
ejercicio 1 Indica <strong>el</strong> número de protones, neutrones y <strong>el</strong>ectrones que tiene <strong>el</strong> isótopo de car-<br />
12<br />
bono 6C<br />
. Indica, también, dónde se alojan estas partículas.<br />
12<br />
Siendo <strong>el</strong> átomo 6C<br />
un isótopo de carbono, tiene <strong>el</strong> mismo número atómico que este, es decir,<br />
Z = 6. Por tanto, <strong>el</strong> número de protones que alberga <strong>el</strong> átomo en su núcleo es np + = Z = 6.<br />
El número de neutrones es 12 − 6 = 6.<br />
Si <strong>el</strong> isótopo es un átomo neutro, <strong>el</strong> número de <strong>el</strong>ectrones es igual al número de protones. Así,<br />
<strong>el</strong> átomo alberga 6 <strong>el</strong>ectrones en su corteza.<br />
ejercicio 2 El neón es un <strong>el</strong>emento químico de número atómico Z = 10. En la naturaleza se<br />
encuentran tres isótopos, de masas atómicas 19,99, 20,99 y 21,99 u. Si sus proporciones respectivas<br />
son d<strong>el</strong> 90,92 %, 0,26 % y 8,82 %, calcula la masa atómica media ponderada en unidades<br />
de masa atómica (u) y en kg.<br />
Calculamos la masa atómica en u:<br />
166 , ⋅ 10<br />
La expresamos ahora en kg: 20,169 u⋅<br />
1u<br />
90,92⋅19,99 0,26⋅ 20,99 8,82⋅ 21,99<br />
+<br />
+<br />
= 20,169 u<br />
100 100 100<br />
−27<br />
kg<br />
= 3348 , ⋅10<br />
ejercicio 3 La masa atómica d<strong>el</strong> cloro es 35,45 u. Sus dos isótopos 35 Cl y 37 Cl tienen masas de<br />
34,97 y 36,93 u, respectivamente. Calcula <strong>el</strong> porcentaje en <strong>el</strong> que se encuentra en la naturaleza<br />
cada uno de <strong>el</strong>los.<br />
Llamamos x al porcentaje en <strong>el</strong> que se encuentra en la naturaleza <strong>el</strong> isótopo 35 Cl. El porcentaje<br />
en que se encuentra <strong>el</strong> isótopo 37 Cl es, por tanto, 100 − x. La masa atómica media ponderada d<strong>el</strong><br />
cloro se calcula entonces así:<br />
34,97 ⋅ x 36, 93⋅( 100 − x)<br />
+<br />
= 35,45u→34,97x<br />
+ 36,93 ⋅ 100 − 36,93x = 100 ⋅ 35,45 u<br />
100 100<br />
−26<br />
Despejamos x y obtenemos <strong>el</strong> porcentaje en <strong>el</strong> que se encuentra <strong>el</strong> isótopo 35 Cl:<br />
(34,97 − 36,93)x = 3.545 − 3.693 → x = 75,53 %<br />
Por tanto, los porcentajes en los que se encuentran los isótopos en la naturaleza son 75,53 %<br />
<strong>el</strong> 35 Cl y 24,47 % <strong>el</strong> 37 Cl.<br />
ejercicio 4 ¿Qué son los isótopos? ¿En qué se distinguen?<br />
<strong>Los</strong> isótopos son átomos d<strong>el</strong> mismo <strong>el</strong>emento que se diferencian en <strong>el</strong> número de neutrones;<br />
por tanto, tienen <strong>el</strong> mismo número atómico (Z) y distinto número másico (A).<br />
ejercicio 5 Indica en qué orbitales se encuentran los <strong>el</strong>ectrones defi nidos por las siguientes<br />
combinaciones de números cuánticos: (1, 0, 0, 1/2) y (4, 1, 0, −1/2).<br />
La primera combinación corresponde al orbital 1s.<br />
La segunda combinación corresponde al orbital 4p.<br />
kg
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong><br />
ejercicio 6 Indica cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son posibles<br />
e indica a qué orbitales corresponden:<br />
a (3, 0, 0, −1/2) b (3, 3, −1, +1/2) c (2, 1, −1, −1/2) d (4, 3, 3, −1/2)<br />
a Es una combinación posible que corresponde al orbital 3s.<br />
b No es una combinación posible, ya que ℓ no puede ser mayor que (n − 1).<br />
c Es una combinación posible que corresponde al orbital 2p.<br />
d Es una combinación posible que corresponde al orbital 4f.<br />
ejercicio 7 Escribe las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas d<strong>el</strong> Sr (Z = 38) y d<strong>el</strong> Br (Z = 35).<br />
Sr (Z = 38; 38 e − ): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2<br />
Br (Z = 35; 35 e − ): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5<br />
ejercicio 8 De los siguientes <strong>el</strong>ementos: Al, Ca, K, Mn, S, F y Ba, ¿qué pareja tiene propiedades<br />
químicas más parecidas?<br />
El calcio y <strong>el</strong> bario son los <strong>el</strong>ementos con propiedades químicas más parecidas, puesto que pertenecen<br />
al grupo 2, <strong>el</strong> de los metales alcalinotérreos.<br />
ejercicio 9 Deduce, a partir de su confi guración <strong>el</strong>ectrónica, <strong>el</strong> período y <strong>el</strong> grupo al que pertenecen<br />
los <strong>el</strong>ementos Se (Z = 34), Sr (Z = 38), N (Z = 7), Cd (Z = 48) y Rb (Z = 37).<br />
Se (34 e − ): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 → período 4, grupo 16<br />
Sr (38 e − ): 1s 2 2s 2 2p 6 2s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 → período 5, grupo 2<br />
N (7 e − ): 1s 2 2s 2 2p 3 → período 2, grupo 15<br />
Cd (48 e − ): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 → período 4, grupo 12<br />
Rb (37 e − ): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 → período 5, grupo 1<br />
ejercicio 10 Considera dos <strong>el</strong>ementos de confi guraciones [A] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 y<br />
[B] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 , e indica si las siguientes afi rmaciones son verdaderas o falsas.<br />
Justifi ca tu respuesta.<br />
a <strong>Los</strong> dos <strong>el</strong>ementos pertenecen al mismo grupo.<br />
b Son d<strong>el</strong> mismo período.<br />
c Son no metales.<br />
d Son metales de transición.<br />
e Tienen propiedades químicas similares.<br />
Para responder a las preguntas consideramos la disposición de los últimos <strong>el</strong>ectrones en cada caso<br />
A: 4s 2 3d 3 ; B: 4s 2 3d 10 .<br />
a Falso. A es d<strong>el</strong> grupo 5 y B es d<strong>el</strong> grupo 12.<br />
b Verdadero. Ambos son d<strong>el</strong> período 4, al ser esta su última capa con <strong>el</strong>ectrones.<br />
c Falso. Ambos son metales.<br />
d Verdadero. A es <strong>el</strong> vanadio y B es <strong>el</strong> cinc.<br />
e Falso. Al ser de grupos distintos, sus propiedades son también distintas.<br />
2<br />
57
58<br />
EJERCICIOS RESUELTOS<br />
ejercicio 11 Un anión A 2− tiene la siguiente confi guración <strong>el</strong>ectrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .<br />
a ¿Cuál es la confi guración <strong>el</strong>ectrónica d<strong>el</strong> <strong>el</strong>emento neutro?<br />
b Determina a qué grupo y período pertenece.<br />
c ¿De qué <strong>el</strong>emento se trata?<br />
a El <strong>el</strong>emento A debe tener dos <strong>el</strong>ectrones menos que <strong>el</strong> ión A 2− , por lo que su confi guración<br />
<strong>el</strong>ectrónica es: [A]= 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .<br />
b Vemos en su confi guración <strong>el</strong>ectrónica que <strong>el</strong> último niv<strong>el</strong> ocupado es 3s 2 3p 4 ; por tanto, <strong>el</strong><br />
<strong>el</strong>emento pertenece al período 3 y al grupo 16.<br />
c Se trata d<strong>el</strong> azufre.<br />
ejercicio 12 Considera dos <strong>el</strong>ementos, A y B, de números <strong>atómicos</strong> 11 y 34, respectivamente.<br />
a ¿Cuántos <strong>el</strong>ectrones de valencia tiene cada <strong>el</strong>emento?<br />
b ¿A qué grupo y período pertenece cada uno de <strong>el</strong>los?<br />
c ¿Cuál es un metal y cuál un no metal?<br />
d Identifi ca en la tabla periódica los <strong>el</strong>ementos A y B.<br />
a Para responder a la primera pregunta escribimos las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los dos<br />
<strong>el</strong>ementos y nos fi jamos en <strong>el</strong> último niv<strong>el</strong> ocupado:<br />
[A] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 → 1 e − de valencia<br />
[B] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 → 6 e − de valencia<br />
b Elemento A: última capa, 3s 1 → período 3, grupo 1<br />
Elemento B: última capa, 4s 2 4p 4 → período 4, grupo 16<br />
c A es un metal y B es un no metal.<br />
d El <strong>el</strong>emento A es <strong>el</strong> sodio (Na) y <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento B, <strong>el</strong> s<strong>el</strong>enio (Se).<br />
ejercicio 13 Considera dos <strong>el</strong>ementos, A y B, de números <strong>atómicos</strong> 19 y 35, respectivamente.<br />
a Indica la confi guración <strong>el</strong>ectrónica de cada <strong>el</strong>emento.<br />
b Señala la situación de cada <strong>el</strong>emento en la tabla periódica.<br />
c Compara tres propiedades periódicas de ambos <strong>el</strong>ementos.<br />
d Identifi ca en la tabla periódica los <strong>el</strong>ementos A y B.<br />
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)<br />
Elemento B: última capa, 4s2 4p5 → período 4, grupo 17 (halógenos)<br />
c <strong>Los</strong> dos <strong>el</strong>ementos están en <strong>el</strong> mismo período; por tanto, para comparar sus propiedades<br />
periódicas solo tenemos que fi jarnos en cuál está más a la derecha en la tabla periódica<br />
y recordar cómo evolucionan las propiedades atómicas hacia la derecha.<br />
radio atómico: r (A) > r (B) (El radio disminuye hacia la derecha).<br />
energía de ionización: EI (A) < EI (B) (La EI aumenta hacia la derecha).<br />
afi nidad <strong>el</strong>ectrónica: AE (A) < AE (B) (La AE aumenta hacia la derecha).<br />
d El <strong>el</strong>emento A que tiene número atómico Z = 19 es <strong>el</strong> potasio (K) y <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento B, que tiene<br />
número atómico Z = 25 <strong>el</strong> bromo (Br).
<strong>Los</strong> <strong>mod<strong>el</strong>os</strong> <strong>atómicos</strong> y <strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong><br />
ejercicio 14 Considera tres <strong>el</strong>ementos d<strong>el</strong> <strong>sistema</strong> <strong>periódico</strong>, A, B y C, de números <strong>atómicos</strong> 8,<br />
16 y 19, respec tivamente.<br />
a Escribe la confi guración <strong>el</strong>ectrónica de cada <strong>el</strong>emento.<br />
b Indica <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento con un potencial de ionización mayor.<br />
c Indica cuál es <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento más <strong>el</strong>ectronegativo.<br />
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 <strong>el</strong>emento A posee mayor EI, ya que es <strong>el</strong> caso en que se necesita más energía para arrancar<br />
<strong>el</strong> último <strong>el</strong>ectrón.<br />
c El <strong>el</strong>emento A es <strong>el</strong> más <strong>el</strong>ectronegativo, tiene más tendencia a atraer <strong>el</strong>ectrones.<br />
ejercicio 15 Sabiendo que los números <strong>atómicos</strong> de los <strong>el</strong>ementos O, F y Na son 8, 9 y 11, respectivamente,<br />
escribe la confi guración <strong>el</strong>ectrónica de los iones O 2− , F − y Na + . ¿Qué observas?<br />
O (Z = 8)<br />
El O tiene 8 e − en su corteza: su confi guración <strong>el</strong>ectrónica es [O] = 1s 2 2s 2 2p 4 .<br />
El ion O 2− tiene 8 + 2 = 10 e − en su corteza: su confi guración es [O 2− ] = 1s 2 2s 2 2p 6 .<br />
F (Z = 9)<br />
El F tiene 9 e − en su corteza: su confi guración <strong>el</strong>ectrónica es [F] = 1s 2 2s 2 2p 5 .<br />
El ion F − tiene 9 + 1 = 10 e − en su corteza: su confi guración es [F − ] = 1s 2 2s 2 2p 6 .<br />
Na (Z = 11)<br />
El Na tiene 11 e − en su corteza: su confi guración <strong>el</strong>ectrónica es [Na] = 1s 2 2s 2 2p 4 3s 1 .<br />
El ion Na + tiene 11 − 1 = 10 e − en su corteza: su confi guración es [Na + ] = 1s 2 2s 2 2p 6 .<br />
<strong>Los</strong> tres iones tienen la misma confi guración <strong>el</strong>ectrónica (son iso<strong>el</strong>ectrónicos). De hecho, la confi -<br />
guración <strong>el</strong>ectrónica de los tres iones es la d<strong>el</strong> gas noble neón.<br />
ejercicio 16 Defi ne <strong>el</strong> concepto de potencial de ionización, señala cómo varía a lo largo de la<br />
tabla periódica y ordena de mayor a menor EI los siguientes <strong>el</strong>ementos: silicio; oxígeno; calcio.<br />
El potencial de ionización o energía de ionización (EI) es la energía que se necesita para extraer <strong>el</strong><br />
<strong>el</strong>ectrón más débilmente ligado a un átomo en estado gaseoso. Se trata d<strong>el</strong> proceso descrito por la<br />
siguiente expresión: X + EI → X + + e − . EI potencial de ionización aumenta hacia arriba en un mismo<br />
grupo y hacia la derecha en un mismo período. El orden creciente de la EI es: EI (Ca) < EI (Si) < EI (O).<br />
ejercicio 17 Defi ne <strong>el</strong> concepto de <strong>el</strong>ectronegatividad, señala cómo varía a lo largo de la tabla<br />
periódica y ordena de menor a mayor EN los tres <strong>el</strong>ementos d<strong>el</strong> ejercicio anterior.<br />
La <strong>el</strong>ectronegatividad (EN) indica la mayor o menor atracción que un átomo ejerce sobre un par<br />
de e − compartido con otro átomo en <strong>el</strong> enlace covalente. Cuanto mayor sea la <strong>el</strong>ectronegatividad,<br />
mayor será la tendencia a atraer al par de e − . La EN varía igual que la EI: aumenta hacia arriba en<br />
<strong>el</strong> grupo y hacia la derecha en <strong>el</strong> período. El orden creciente de EN es: EN (Ca) < EN (Si) < EN (O).<br />
2<br />
59
60<br />
CUESTIONARIO FINAL<br />
1 Considera los siguientes isótopos d<strong>el</strong> silicio:<br />
30 28 29<br />
14Si<br />
14Si<br />
14Si<br />
a Determina la constitución d<strong>el</strong> núcleo de cada<br />
isótopo.<br />
b Calcula la masa atómica media ponderada d<strong>el</strong> silicio<br />
sabiendo que las abundancias de cada uno<br />
de los isótopos son: silicio-28, 92,23 %; silicio-29,<br />
4,67 %, y silicio-30, 3,1 %.<br />
2 Sean los <strong>el</strong>ementos A, B y C, cuyos números <strong>atómicos</strong><br />
son Z = 3, Z = 11 y Z = 19, respectivamente.<br />
a Escribe sus confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas.<br />
b Indica <strong>el</strong> período, grupo y nombre de la familia<br />
a que pertenece cada <strong>el</strong>emento.<br />
c Indica cuál es <strong>el</strong> símbolo de cada <strong>el</strong>emento.<br />
3 Completa la tabla:<br />
SÍMBOLO Z A p + e − n<br />
Co 59 27<br />
Cl 17 36<br />
CONFIGURACIÓN<br />
ELECTRÓNICA<br />
Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2<br />
Al 108 [Ne] 3s 2 3p 1<br />
Rb +<br />
85 37<br />
Se 2− 79 34<br />
4 Indica los valores de los números cuánticos n y ℓ<br />
de cada uno de los siguientes orbitales: 1s, 3p, 4d y 5f.<br />
5 Indica a qué orbitales pertenecen los <strong>el</strong>ectrones<br />
cuyas notaciones son:<br />
(3, 0, 0, +1/2) ( 2, 1, −1, −1/2)<br />
6 Escribe la notación <strong>el</strong>ectrónica de los seis <strong>el</strong>ectrones<br />
d<strong>el</strong> orbital 3p.<br />
7 Identifi ca <strong>el</strong> <strong>el</strong>emento correspondiente en cada<br />
caso y justifi ca su ubicación en la tabla periódica:<br />
a Su confi guración <strong>el</strong>ectrónica es: [Ne] 3s 2 3p 5 .<br />
b <strong>Los</strong> números cuánticos de su <strong>el</strong>ectrón diferenciador<br />
son: n = 2; ℓ = 0; m = 0; s = +½.<br />
8 Considera los tres primeros <strong>el</strong>ementos d<strong>el</strong> grupo 2<br />
(Be, Mg y Ca).<br />
a Escribe sus confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas.<br />
b Colócalos en orden creciente de radios <strong>atómicos</strong>.<br />
c Colócalos en orden creciente de energía de ionización.<br />
9 De los siguientes conjuntos de números cuánticos,<br />
¿cuáles son posibles y cuáles no lo son? Justifi ca tu respuesta.<br />
a (2, 2, 1, +1/2)<br />
b (3, 2, −2, −1/2)<br />
c (3, −2, 1, −1/2)<br />
d (2, 1, −1, −1)<br />
e (1, 0, 0, +1/2)<br />
f (2, 0, 1, +1/2)<br />
10 Considera las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los<br />
<strong>el</strong>ementos A, B y C:<br />
[A] = 1s 2 2s 2 2p 4<br />
[B] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5<br />
[C] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2<br />
a Indica a qué grupo y período pertenece cada <strong>el</strong>emento.<br />
b Indica qué <strong>el</strong>emento es menos <strong>el</strong>ectronegativo.<br />
c Indica qué <strong>el</strong>emento tiene mayor radio atómico.<br />
11 Considera las confi guraciones <strong>el</strong>ectrónicas de los<br />
<strong>el</strong>ementos A y B:<br />
[A] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2<br />
[B] = 1s 2 2s 2 2p 5<br />
a Indica <strong>el</strong> grupo y <strong>el</strong> período al que pertenecen los<br />
<strong>el</strong>ementos.<br />
b Indica <strong>el</strong> nombre de cada uno.<br />
c Indica su número atómico.<br />
d Indica, en cada caso, si la <strong>el</strong>ectronegatividad, <strong>el</strong><br />
potencial de ionización y <strong>el</strong> carácter metálico son<br />
<strong>el</strong>evados o no.