tema 7 parte i

TEMA 7 PARTE I: EL ÁTOMO, MODELOS ATÓMICOS Y SISTEMA PERIÓDICO
1. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS
A principios del siglo XIX se había publicado la Teoría atómica de Dalton. Dalton consideraba
que la materia estaba formada por átomos indivisibles pero los experimentos realizados
posteriormente por otros científicos demostraron que existían otras partículas más sencillas
llamadas partículas subatómicas.
Durante el siglo XIX se realizaron experimentos con tubos de vidrio en los que se introducía un
gas a baja presión y se aplicaba una diferencia de potencial. Entonces los gases se volvían
conductores de la electricidad y aparecía una radiación que partía del electrodo negativo
(cátodo) y se le llamó rayos catódicos. Thompson, estudiando las características de los rayos
catódicos, llegó a la conclusión de que estaban formados por partículas con carga negativa a
las que llamó electrones.
La existencia de los electrones le llevó a proponer un modelo del átomo según el cual, el átomo
consistía en una esfera cargada positiva en la que se encontraban distribuidos los electrones. A
este modelo se le suele llamar Modelo del budín de pasas, ya que los electrones son como
pasas distribuidas en un bizcocho que sería la esfera cargada positivamente.
Por su parte, Goldstein realizando también experimentos en tubos de descarga observó la
existencia de otros rayos que se dirigían al polo negativo, es decir, se propagaban en sentido
contrario a los rayos catódicos. Estudiando sus características dedujo que estaban formados
por partículas con carga positiva, igual en valor absoluto a la del electrón, y masa unas 1000
veces mayor a la del electrón a las que llamó protones.
A principios del siglo XX, Rutherford realizó un experimento consistente en bombardear una
fina capa de oro con partículas  que son partículas con carga positiva (núcleos de Helio).
Observó lo siguiente:
 La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin apenas desviarse
 Algunas partículas se desviaban ligeramente
 Un número muy pequeño de partículas se desviaban mucho e incluso rebotaban.
Teniendo en cuenta estos resultados, llegó a las siguientes conclusiones:
 El átomo está esencialmente vacío, por eso la mayor parte de las partículas no se
desvían.
 Existe una zona en el átomo, el núcleo, donde se concentra la carga positiva y la masa,
cuando las partículas  chocan con el núcleo, rebotan.
 Puesto que el átomo es neutro deben existir el mismo número de protones que
electrones.
Rutherford propuso el que se conoce como Modelo planetario. El átomo está constituido por un
núcleo en el que se concentra la masa y la carga negativa y los electrones giran a su alrededor
de forma similar a los planetas que giran en torno al Sol.
Posteriormente, Chadwick descubrió la existencia del neutrón, una partícula sin carga eléctrica
y con masa similar a la del protón. Estas partículas se encuentra en el núcleo.
2. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS
Lo que caracteriza a un átomo de un elemento es el número de protones que contiene en el
núcleo. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones y los
átomos de distintos elementos tienen distinto número de protones.
Se llama Número atómico (Z) al número de protones que contiene el núcleo de un átomo.
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El núcleo de un átomo contiene también neutrones. Se llama Número másico (A) al número
de protones mas neutrones que contiene el núcleo.
Los átomos de un mismo elemento pueden tener distinto nº de neutrones.
Se llaman isótopos, los átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de
neutrones en su núcleo.
Los diferentes isótopos de un elemento presentan distinta masa atómica, por lo que para
calcular la masa atómica media hay que multiplicar la masa de cada isótopo por su abundancia
isotópica, porcentaje en que se encuentra ese isótopo en la naturaleza.
3. MODELO ATÓMICO DE BOHR
Durante la primera mitad del siglo XX se siguieron realizando experimentos para explicar la
constitución del átomo que hicieron surgir nuevos modelos.
El modelo de Rutherford presentaba algunas deficiencias:
 Según Rutherford, los electrones giran y al ser partículas con carga eléctrica deberían
emitir energía y no se observa esa emisión de energía
 Además si emiten energía, su energía debe ir disminuyendo, por lo que acabarán
parándose y caerán sobre el núcleo
 Por último, el modelo de Rutherford no permitía explicar los resultados obtenidos de los
espectros atómicos, es decir la energía absorbida o emitida por los átomos al ser
excitados mediante una radiación electromagnética.
Además Planck había propuesto que la energía no se podía intercambiar en cualquier cantidad,
sino que la energía intercambiada debía ser un múltiplo entero de una cantidad mínima a la
que llamó cuanto de energía y que dependía de la frecuencia de la radiación y de una
constante h llamada constante de Planck.
Tomando la idea de Planck de que la energía está cuantizada, Borh propuso su modelo
atómico basado en tres postulados:
 Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo circunferencias
 Los electrones sólo pueden girar en órbitas que cumplan que el producto del momento
lineal del electrón (m e.v) por la longitud de la órbita (2r) sea un múltiplo entero de la
constante de Planck (h):
me.v.2r = n.h
donde n puede tomar valores enteros 1, 2, 3... y se llama número cuántico principal.
Las órbitas que cumplen lo anterior se llaman órbitas estacionarias y en ellas el
electrón no absorbe ni emite energía.
 Cuando un electrón pasa a una órbita más externa y, por tanto, de mayor energía,
absorbe energía y cuando pasa de una órbita externa a otra más interna, emite
energía.
4. MODELO CUÁNTICO
El modelo de Bohr permitía explicar el espectro del hidrógeno. Sin embargo, no explicaba
algunas observaciones realizadas posteriormente. Debido a esto y gracias al desarrollo de la
teoría cuántica se desarrolló el modelo cuántico del átomo en el que se introduce el concepto
de orbital que se define como una región del espacio donde existe una gran probabilidad de
encontrar un electrón de determinada energía.
Ya no se habla de órbitas circulares sino de regiones del espacio que tienen diferentes formas.
En el desarrollo del modelo cuántico aparecen los números cuánticos que permiten identificar
los distintos orbitales y los electrones que se encuentran en ellos:
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



Numero cuántico principal, n: define el nivel de energía del orbital. Como hemos
visto toma valores enteros desde 1, 2 ...
Número cuántico secundario, l: define subniveles dentro de un nivel de energía.
Puede tomar valores enteros desde 0,1 ... (n-1).
Dependiendo del valor de l los orbítales se nombran por una determinada letra:
l = 0  orbital s
l = 1  orbital p
l = 2  orbital d
l = 3  orbital f
l = 4  orbital g
Número cuántico magnético, ml: indica la orientación del orbital en el espacio. Puede
tomar valores enteros desde – l a + l.
Número cuántico de espín, ms: se refiere al electrón y puede tomar dos valores –1/2
ó +1/2
Los electrones se colocan en los orbitales tratando de adoptar la configuración más estable y
ocupando, por tanto, primero los orbitales de menor energía. Además se deben cumplir dos
principios:
Principio de Exclusión de Pauli: nos dice que en un mismo átomo no pueden existir dos
electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Como consecuencia de ello en cada orbital, determinado por los tres nos cuánticos n, l y m l, sólo
caben dos electrones, uno con espín +1/2 y otro con espín –1/2.
Principio de Máxima Multiplicidad de Hund: los electrones, al ocupar un subnivel, deberán
distribuirse en el mayor número de orbitales posibles.
5. SISTEMA PERIÓDICO
Los átomos se ordenan en el sistema periódico en orden creciente de número atómico (Z). Se
llama sistema periódico porque en él las propiedades químicas de los elementos varían
periódicamente y los elementos se ordenan en función de la semejanza de sus propiedades.
En el sistema periódico podemos distinguir:
 Grupos: son las columnas verticales, agrupan elementos que tienen la misma
configuración electrónica en la última capa y, como consecuencia de ello, propiedades
químicas similares. Existen 18 grupos que actualmente se numeran del 1 al 18.
 Periodos: son las filas horizontales y agrupan elementos con igual número de niveles
energéticos, es decir, igual valor del número cuántico n de la capa más externa.
Existen siete periodos.
Además en el SP se distinguen:
Elementos representativos: su último electrón (electrón diferenciador) se aloja en un orbital
s o p.
Elementos de transición: su último electrón (electrón diferenciador) se aloja en un orbital d.
Elementos de transición interna: su último electrón (electrón diferenciador) se aloja en un
orbital f.
Gases nobles: tienen su última capa completa.
6. Propiedades Periódicas
a) Radio atómico: podemos considerar el átomo como una esfera cuyo radio podemos
medir.
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Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta hacia abajo, al aumentar el nº atómico
Z, mientras que en un periodo el radio aumenta hacia la izquierda, al disminuir Z.
b) Carácter Metálico: es la tendencia de un átomo a ceder los electrones de su última
capa. Los átomos se clasifican en:
 Metales: tienden a ceder electrones de su última capa y formar iones positivos
(cationes). Son los elementos situados a la izquierda del sistema periódico.
 No metales: tienden a captar electrones y formar iones negativos (aniones).
Son los elementos situados a la derecha del sistema periódico.
c) Energía de ionización: energía necesaria par arrancar un electrón del nivel más externo
de un átomo en estado gaseoso y fundamental
En un grupo la energía de ionización aumenta hacia arriba, es decir, al disminuir Z. En
un periodo la electronegatividad aumenta hacia la derecha, es decir, al aumentar Z.
d) Electronegatividad: tendencia de un elemento a atraer hacia si los electrones.
En un grupo la electronegatividad aumenta hacia arriba, es decir, al disminuir Z. En un
periodo la electronegatividad aumenta hacia la derecha, es decir, al aumentar Z.
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TEMA 7. PARTE II: ENLACE QUÍMICO
1. ASPECTOS ENERGÉTICOS DEL ENLACE QUÍMICO
Los elementos de la última columna del sistema periódico, llamados Gases Nobles, tienen una
gran estabilidad y no tienden a combinarse con otros elementos. Esta estabilidad parece que
es debida a que presentan la última capa de su estructura electrónica completa, todos ellos
tienen ocho electrones en su última capa (ns 2 np6) excepto el Helio que al tener una única
capa, la completa con dos electrones (1s2).
El resto de elementos tienden a alcanzar una mayor estabilidad completando su última capa y
alcanzando una estructura electrónica similar a la del gas noble más cercano a ellos en el
Sistema Periódico. Para ello, deben captar, ceder o compartir electrones con otros átomos
dando lugar a la combinación de átomos y a la formación de enlaces químicos.
Lewis y Kossel propusieron la regla del octeto que dice: la configuración con ocho electrones
en la última capa es especialmente estable y los elementos buscan alcanzar dicha
configuración al combinarse.
El enlace químico es el conjunto de interacciones que mantienen unidas las partículas, ya sean
átomos, iones o moléculas.
Para que se forme un enlace químico es necesario que la energía del compuesto sea menor
que la de los átomos por separado puesto que en la naturaleza siempre se tiende a alcanzar
las situaciones de mayor estabilidad que son las de menor energía.
Si representamos la variación de la energía de un sistema formado por dos átomos de
hidrógeno a medida que se acercan, observamos que a medida que disminuye la distancia, la
energía va disminuyendo hasta llegar a un mínimo a una distancia r 0. Para distancias menores
a r0 la energía aumenta rápidamente debido a que aparecen fuerzas de repulsión entre los
núcleos y las cortezas electrónicas de ambos átomos.
A la distancia a la cual la energía se hace mínima se le llama distancia de enlace.
Existen tres tipos de enlaces entre átomos: Iónico, Covalente y Metálico.
2. ENLACE IÓNICO
Se forma entre elementos de muy diferente electronegatividad (alejados en el SP), es decir,
entre un elemento metálico y un elemento no metálico.
Los metales tienden a ceder electrones para alcanzar la configuración electrónica de gas noble
formando cationes (partículas con carga eléctrica positiva). Mientras que los no metales tienden
a captar electrones formando aniones (partículas con carga eléctrica negativa).
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En los compuestos iónicos un metal cede electrones y se transforma en catión mientras que el
no metal capta los electrones cedidos por el metal y se transforma en anión. Posteriormente el
anión y el catión se atraen al tener cargas de signo opuesto.
Ejemplo: Formación de NaCl.
El Na tiene una configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s1, si pierde un electrón queda con una
carga positiva y con su última capa completa: Na+ 1s2 2s2 2p6.
Por su parte el Cl tiene configuración electrónica: 1s 2 2s2 2p6 3s23p5, si gana el electrón que ha
cedido el sodio queda con una carga negativa y con su última capa completa: Cl - 1s2 2s2 2p6
3s2 3p6.
El Na+ y el Cl- se atraen al ser iones de signo contrario.
Sin embargo el enlace iónico no se forma únicamente entre dos átomos, sino que los iones
formados se agrupan formando redes cristalinas en las que un gran número de aniones y
cationes se colocan de manera ordenada en el espacio.
Al formarse la red cristalina se despende energía y a esta energía desprendida se le llama
Energía de red.
Además las redes cristalinas deben cumplir lo siguiente:
 El compuesto debe ser neutro, el número de cargas positivas y negativas debe ser
igual.
 La ordenación de los aniones y cationes se realiza teniendo en cuenta el tamaño de los
mismos, buscando dejar el menor espacio posible y manteniendo la distancia de
enlace.
En los compuestos iónicos se puede definir:
 Valencia Iónica: valor de la carga positiva o negativa del ión que forma el elemento
 Número de coordinación: número de iones de signo contrario que rodean a un
determinado ión.
Propiedades de los compuestos iónicos
a) No conducen la corriente eléctrica en estado sólido pero si cuando están fundidos o en
disolución. Esto es debido a que en estado fundido o en disolución los iones pueden
moverse en la estructura y transportar la carga eléctrica. Por este motivo a los
compuestos iónicos se les llama electrolitos.
b) Son frágiles, se rompen con facilidad.
c) Son duros, se rayan con dificultad ya que el enlace iónico es un enlace fuerte.
d) A temperatura ambiente suelen ser sólidos debido a la fortaleza del enlace. Sus puntos
de fusión y ebullición suelen ser altos.
e) Se disuelven bien en disolventes polares y son insolubles en disolventes apolares.
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3. ENLACE COVALENTE
Se forma entre elementos de alta electronegatividad, próximos en el Sistema Periódico, es
decir entre no metales o entre no metales e hidrógeno.
Se forma por compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos.
Los enlaces covalentes se representan mediante la estructura de Lewis en la que cada electrón
de la última capa se representa mediante un punto o bien cada par de electrones se representa
por una raya.
Ejemplos de formación de enlace covalente:
A) El Hidrógeno (1s) necesita un electrón para completar su última capa; el Cl (1s 2 2s2 2p6
3s23p5) también necesita un electrón para completar su última capa. Ambos átomos
conseguirán completar su última capa si aportan cada uno un electrón y comparten ese par.
B) También puede ocurrir que tengamos un carbono (1s2 2s2 2p2 ) y dos oxígenos (1s2 2s2 2p4),
el carbono necesita 4 electrones para completar su última capa y cada oxígeno necesita 2
electrones. El carbono puede compartir dos de sus electrones con un oxígeno que también
aporte 2 electrones y los otros dos con el otro oxígeno
De esta forma los tres átomos quedan rodeados de 8 electrones
C) Podemos tener también dos átomos del mismo elemento, por ejemplo, N (1s 2 2s2 2p3). El
nitrógeno necesita tres electrones para completar su última capa. Cada nitrógeno puede
aportar 3 electrones y compartir los 6 electrones resultantes.
De nuevo se ve que cada átomo queda rodeado de 8 electrones.
Determinación de las estructuras de Lewis
Cuando el número de átomos en una molécula es superior a tres, la determinación de la
estructura de Lewis puede complicarse. En estos casos es conveniente seguir una serie de
pasos:
1º- Se realiza un esquema de la distribución de los átomos. En general, si hay varios átomos de
un elemento, estos rodean al átomo del otro elemento. Además en los ácidos, el hidrógeno
está unido a un oxígeno y todos los oxígenos rodean al átomo central.
2º- Se calcula el nº de electrones de valencia que participan en los enlaces. Ejemplo para el
ácido clórico HNO3:
El H tiene un electrón de valencia, el nitrógeno 5 electrones de valencia y cada oxígeno seis,
por tanto: Nº electrones de valencia (V) = 1.1+1.5+3.6=24
3º- Se calculan el nº de electrones necesarios para completar la última capa de todos los
átomos. En nuestro caso, nitrógeno y oxígeno completan con 8 electrones y el hidrógeno con
dos, por tanto: Nº electrones para completar última capa (E) = 4.8+2 =34.
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4º- Calculamos el nº de enlaces entre átomos que será: nº enlaces = (E-V)/2. En nuestro caso:
nº enlaces = (34-24)/2 = 5
5º- Se dibujan los enlaces, si es necesario se dibujan dobles enlaces.
6º- Se calcula el nº de electrones sin compartir y se distribuyen de forma que todos los átomos
cumplan la regla del octeto (estén rodeados de 8 electrones, excepto el hidrógeno que
completa su capa con dos).
7º- Calcular la carga formal de cada átomo comenzando por el central. La carga formal es la
carga hipotética que tiene cada átomo en la estructura de Lewis y se obtiene por diferencia
entre los electrones de valencia del átomo libre y los asignados en la estructura a dicho átomo,
es decir:
qf = nº e- valencia – (nº e- no enlazantes + nº enlaces)
Las cargas formales se indican mediante un signo y número encerrado en un círculo sobre el
átomo. No se indican las cargas formales nulas.
Es más favorable la estructura con cargas formales nulas o más bajas. Si esto no es posible se
busca la estructura que tenga las cargas formales negativas en los átomos más
electronegativos
8º - Si el elemento central es un elemento del tercer periodo en adelante puede tener más de
ocho electrones a su alrededor si colocando más enlaces llegamos a una estructura de
menores cargas formales.
Por ejemplo la estructura del H2SO4 es:
Conceptos importantes en el enlace covalente
 Covalencia o valencia covalente: número de pares de electrones que comparte un
elemento
 Número de oxidación: carga que tendría cada elemento si el par de electrones
compartido perteneciera íntegramente al átomo más electronegativo
Clasificación del enlace covalente
A) Según el número de pares de electrones compartidos:
a. Simple: si se comparte un único par de electrones.
Ejemplos H-Cl; H-O-H; H-N-H ; Cl-Cl
H
b. Doble: si se comparten dos pares de electrones:
Ejemplo: O=O; O=C=O
c. Triple: si se comparten tres pares de electrones
Ejemplo: H-CΞN; NΞN
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Cuanto mayor es el número de electrones compartidos menor es la distancia del enlace
y, por tanto, mayor la fortaleza del enlace.
B) Según la polaridad del enlace:
a. Homopolar: los electrones compartidos están situados a la misma distancia de
ambos átomos. Se produce cuando los dos átomos tienen la misma
electronegatividad (Cl-Cl; NΞN) o bien cuando la molécula es simétrica (CH 4;
O=C=O)
b. Heteropolar: los electrones compartidos están situados a la diferente distancia
de ambos átomos, están más cerca del átomo más electronegativo. Ej. H-Cl;
H-O-H
Enlace covalente coordinado
Hay casos en los que al formarse el enlace covalente un elemento aporta todos los electrones
para compartir y el otro elemento no aporta electrones. Este tipo de enlace se llama enlace
covalente coordinado y es el enlace característico del amonio (NH4+) y del hidronio (H3O+)
En el amonio se unen una molécula de amoniaco (NH3) y un protón (H+). El protón no tiene
ningún electrón y es el nitrógeno el que le cede su par de electrones libres para que consiga
llenar su última capa:
Lo mismo ocurre en el caso del hidronio. El oxígeno cede un par de electrones al protón para
que este complete su última capa.
Propiedades de los compuestos covalentes
Los compuestos covalentes pueden ser de dos tipos:
A) Moleculares: están formados por moléculas, es decir, entidades aisladas formadas por
un pequeño número de átomos (dos, tres, cuatro...) enlazados entre ellos mediante
enlace covalente. Las moléculas a su vez se mantienen unidas mediante fuerzas
intermoleculares que son mucho menos intensas que los enlaces entre átomos, debido
a esta debilidad de los enlaces, las sustancias moleculares presentan las siguientes
características:
a. Generalmente a temperatura ambiente son gases o líquidos
b. Los puntos de fusión y ebullición son bajos
c. No conducen la corriente eléctrica
d. Los formados por moléculas polares se disuelven en disolventes polares
(agua) y los formados por moléculas apolares se disuelven en disolventes
apolares (benceno, éter)
Ejemplos de estos compuestos son: H2 ; N2 ; Cl2 ; H2O; HCl etc.
B) Sólidos covalentes (Redes atómicas): están formados por un gran número de átomos
que se unen entre si mediante enlaces covalentes y dan lugar a una estructura
ordenada en el espacio que constituye una red cristalina. La diferencia con las redes
iónicas es que en este caso la red está formada por átomos no por iones y, además, el
número de coordinación en las redes atómicas suele ser menor que en las redes
iónicas.
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Al estar unidos los átomos mediante enlaces covalentes que son enlaces muy fuertes,
las propiedades de estos compuestos son las siguientes:
a. Son sólidos con altos puntos de fusión.
b. Presentan una gran dureza (dificultad para rayarlos)
c. No conducen la corriente eléctrica
d. No se disuelven en ningún disolvente a no ser que reacciones con él.
Ejemplos de estos compuestos son el diamante (C), el grafito (C), la sílice (SiO2), etc.
4. ENLACE METÁLICO
El enlace metálico se forma entre átomos de un mismo elemento de los llamados metales y es
el enlace que permite explicar las propiedades de estos elementos.
El enlace metálico se puede explicar mediante el modelo del gas electrónico. Según este
modelo, los átomos de los metales pierden los electrones de su última capa (electrones de
valencia) y se transforman en iones positivos (cationes) que se ordenan en el espacio
formando una red catiónica, mientras que los electrones quedan formando una nube
electrónica y se pueden mover con libertad por los huecos de la red.
Características de los metales
a. Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
b. El número de coordinación de las redes metálicas suele se alto por lo que la estructura
es muy compacta y presentan densidades altas.
c. No son frágiles
d. El enlace es fuerte pero no tanto como el iónico o el covalente por lo que presentan
puntos de fusión muy variados, la mayoría son sólidos excepto el mercurio que es
líquido a temperatura ambiente.
e. Algunos son duros y otros blandos (se rayan con facilidad)
f. Son dúctiles (pueden formar hilos) y maleables (pueden formar láminas.
g. Presentan un brillo característico llamado brillo metálico.
5. Fuerzas Intermoleculares
Son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas y permiten que sustancias moleculares
(como el agua) se encuentren en estado sólido o líquido. Sin la presencia de estas fuerzas
todas las sustancias moleculares serían gaseosas.
Son interacciones mucho más débiles que los enlaces entre átomos.
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Dentro de estas fuerzas podemos considerar dos tipos: las fuerzas de Van der Waals que a su
vez se dividen en fuerzas de dispersión e interacciones dipolo-dipolo; y el enlace de Hidrógeno.
5.1- Fuerzas de Van der Waals:
a) Fuerzas de dispersión: aparecen entre moléculas no polares en las que no
existe asimetría en la distribución de carga. No obstante, como los
electrones están en continuo movimiento, en un determinado instante
pueden estar más cerca de un átomo que del otro por lo que aparece un
dipolo instantáneo. Este a su vez induce un dipolo en una molécula
próxima porque su extremo negativo atrae la carga positiva de la molécula
y repele la carga negativa. Ambos dipolos experimentan una interacción
eléctrica. El resultado es una atracción continua entre las moléculas.
Este tipo de interacción es muy débil
b) Interacción dipolo-dipolo: se produce entre moléculas polares (con dipolos
permanentes) debido a la atracción electrostática entre los extremos de los
dipolos cargados con carga de signo opuesto.
Es una interacción débil aunque algo más fuerte que la anterior.
5.2 – Enlace de Hidrógeno
Cuando el hidrógeno se une a un átomo pequeño y muy electronegativo (fluor, oxígeno, nitrógeno...),
este último atrae hacia sí el par de electrones compartidos con lo que el hidrógeno queda con una
carga parcial positiva y puede atraer a otro átomo que tenga un par de electrones libres y carga parcial
negativa. El hidrógeno actúa, entonces, como puente entre ambos átomos.
El enlace se representa mediante una línea de puntos.
Este tipo de interacción es más fuerte que las fuerzas de Van der Waals y es la
responsable de los puntos de fusión anormalmente altos de compuestos como el
H2O, HF o NH3 que se observan en la gráfica.
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TEMA 7: EL ÁTOMO Y SUS ENLACES. EJERCICIOS
1- La plata natural está constituida por una mezcla de isotopos de números másicos 107 y
109, que intervienen en una proporción del 56% y del 44%, respectivamente. Calcula la
masa atómica de la plata natural.
2- El cloro natural está constituido por una mezcla de dos isotopos de índices de masa 35
y 37, respectivamente. Deduce la proporción en que ambos isotopos forman parte del
cloro natural, sabiendo que la masa atómica de esta sustancia es 35,45 u.
3- Cuantos orbitales hay en el nivel de energía n = 3?
4- Cuantos subniveles posee el nivel de energía principal n=4? Designa dichos niveles
utilizando la nomenclatura habitual. Dibuja los orbitales del subnivel 4p
5- Indica cual de las configuraciones electrónicas siguientes no son posibles e indica por
qué:
a. 1s22s22p2
b. 1s22s22p62d2
c. 1s22s22p64s2
d. 1s22s22p63s23p63d104s24p3
6- ¿En que se diferencian dos electrones que ocupan un mismo orbital atómico?
7- Escribe las configuraciones electrónicas y los números cuánticos del electrón
diferenciador de las siguientes especies: A (Z=25), B- (Z=35), C (Z=49) y D+2 (Z=38).
8- Escribe las configuraciones electrónicas y los números cuánticos del electrón
diferenciador de las siguientes especies: Berilio (Z=4), cloro (Z=17), hierro (Z=26),
Cesio (Z=55), oro (Z=79), ion Mg2+ ((Z=12); Ca (Z=20), ion Br- (Z=35), ion O2- (Z=8)
9- Describa el significado físico de los tres números cuánticos que definen un orbital y
razone si son o no posibles los valores (n, l, m) de los siguientes orbitales (2,2,1);
(4,2,2); (3,-1,1); (2,0,-1)
10- Asigna los números cuánticos a todos los electrones del subnivel 3p
11- Dos electrones que tienen de numero de espín s = +1/2 y s = +1/2. ¿Pueden estar en
el mismo nivel?, ¿pueden ocupar el mismo orbital?
12- ¿Cuál es la diferencia entre orbita y orbital?
13- Las configuraciones electrónicas se pueden abreviar escribiendo los simbolos de gas
noble adecuado en lugar de los niveles internos llenos. La configuración del sodio
seria, por ejemplo, [Ne] 3s1. Predice a qué grupo y periodo pertenecen los átomos
cuyas configuraciones electrónicas abreviadas a parecen a continuación:
a. [Ne] 3s23p3
b. [Ar] 4s2
c. [Ar] 4s23d10 4s24p4
d. [Kr] 5s1
14- De qué manera restringe el valor de l a los valores de m?
15- Ordena los siguientes átomos en orden creciente de su radio atómico: N, Mg y Al
16- Dispón los siguientes elementos en orden creciente de sus energías de ionización: Br,
F, Li, Be y Ce.
17- Compara y explica los tamaños relativos de H+, H y H-.
18- Los científicos han especulado que existen todavía elementos superpesados
desconocidos que pueden ser moderadamente estables. De hecho, en 1976 se creía,
de forma errónea, que el elemento 126 había sido descubierto en una mica. a) Escribe
la configuración electrónica esperada e indica a que periodo pertenecería; b) Discute
su pertenencia a un bloque representativo; c) Razona cuantos elementos podría haber
teóricamente en el periodo de dicho elemento.
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19- Los radios del litio y sus iones positivos son Li (135 pm), Li + (60 pm) y Li2+ (18 pm). a)
Explica por qué los radios decrecen del Li al Li2+; b) Cómo sería el radio del Be2+
comparado con el del Li+.
20- Los iones Fe2+ y Fe3+ se encuentran en una gran variedad de proteínas, tales como la
hemoglobina, la mioglobina y los citocromos. Razona cuál de estos iones es más
pequeño.
21- El flúor, es más electronegativo de todos los elementos, es capaz de reaccionar con el
xenón. Sin embargo, a pesar de su gran reactividad, el flúor no reacciona con el neón.
Cómo se explica la diferencia entre el Xe y el Ne?
22- El estroncio metálico reacciona con el agua formando hidrogeno, un gas inflamable. Sin
embargo, el berilio, que pertenece al mismo grupo, no se ve afectado por el agua. a)
Explica el diferente comportamiento entre el berilio y el estroncio; b) ¿Esperas que el
bario reaccione con el agua? ¿y el cesio? ¿por qué?
23- Utilizando únicamente la tabla periódica, escribe los elementos siguientes por orden
creciente de su primera energía de ionización:
a. Ar, Se y S.
b. K, Rb y Ga
c. Na, O y Al
24- Ordena, según los valores crecientes de la electronegatividad, los siguientes
elementos:
a. Be, N y Ca
b. K, S y Br
c. B, Al y Ar
25- El ex-espía ruso Alexander Litvinenko fue envenenado con polonio-210, una de las
sustancias más letales conocidas, debido a la intensa radiación α que emite. Teniendo
en cuenta la posición del polonio en la tabla periódica: a) Escribe su configuración
electrónica fundamental; b) Compara el radio atómico con el del selenio; c) Razona si
tendrá mayor o menor carácter metálico que el teluro; d) Compara su
electronegatividad con el yodo.
26- Consultando la tabla periódica, nombra y escribe el símbolo del elemento que tiene la
siguientes características:
a. Su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
b. Tiene la energía de ionización más baja del grupo 2.
c. Su ion de carga +2 tiene la configuración electrónica [Ar]3d5.
d. Es el halógeno con el radio atómico más pequeño.
e. Es el más electronegativo del tercer periodo,
27- Cuatro elementos tienen los siguientes símbolos de Lewis: A:, :B ., C., :D: . Indica a qué
grupo de la tabla periódica pertenece cada uno de dichos elementos. ¿Cuáles de ellos
cabe esperar que formen iones y cuál será la carga del ión?
28- ¿Qué tipo de enlace cabe esperar que formen los elementos A y C de la cuestión
anterior? ¿Cuál será la fórmula empírica del compuesto que forman?
29- Predice, razonadamente, el tipo de enlace y la fórmula empírica del compuesto que
forma cada uno de los pares de los elementos siguientes: Na-F, Cl-O, Ca-F, Al-O, Si-C,
H-Cl, Fe-Cr.
30- Representa las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas: H 2, HBr, PH3, H2S,
CO2, CH4, H2O; BeCl2
31- Representa las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas: HClO, HClO 3, HNO3,
H2SO3, H2CO3, H2SO4,
32- Explica la formación del enlace de las moléculas de HCl y NH 3 mediante el modelo de
Lewis y mediante el modelo de los enlaces de valencia (nubes electrónicas) . Ayúdate
de diagramas y dibujos.
33- Representa las estructuras de Lewis de los siguientes iones: Br -, Ca2+, H3O+, NH4+, CN.
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34- Un átomo X tiene 12 electrones, y otro Y, tiene 9 protones; Explica cuál de las
siguientes afirmaciones es correcta: a) La fórmula del compuesto formado por ambos
es XY; b) El símbolo del ion de X es X 2-; c) La valencia principal de Y es 1 d) El
elemento X forma hidruros metálicos.
35- Predice la geometría de las siguientes moléculas: AlCl 3, SiH4, PH3, SCl2, CO2, H2CO3
36- Predice la geometría de las siguientes moléculas: BeF2, SO2, Cl2O, XeF2, BH3, PH3,
ClF3. a) Dibuja el diagrama de Lewis de la molécula; b) Dibuja y nombra la geometría
de los orbitales y de la molécula; c) Indica el ángulo ideal que forman los enlaces
37- La molécula de trifloruro de boro, tiene un momento dipolar nulo, sin embargo el flúor
es más electronegativo que el boro. Razona cuál es la geometría de dicha molécula.
38- ¿Qué consecuencia se puede deducir del hecho de que el momento dipolar del
dihidruro de berilio sea nulo y el del sulfuro de hidrógeno no lo sea?
39- Explica el tipo de fuerzas o enlaces intermoleculares que presentan los siguientes
compuestos: HF, H2O, NH3, NaBr, CH3-O-CH3, PH3, CH3-COOH, HCl.
40- En los pares de moléculas siguientes, una molécula es polar y la otra apolar. Indica en
cada caso cuál cuál y por qué: HI y I2, PF3 y BF3, CH4 y CH2Cl2, CF4 y CH3F.
41- Predice el tipo de fuerzas intermoleculares o de enlace molecular presente en cada una
de sustancias siguientes: CH4, CH3-CH2OH, PCl3, CCl4, NH2OH.
42- Un sólido funde a 98º, es blando, deformable y conduce la corriente eléctrica ¿Qué tipo
de solido será? Justifica tu respuesta.
43- La tabla siguiente muestra la temperatura de ebullición de una serie de hidrocarburos.
Explica por qué la temperatura de ebullición aumenta con el tamaño de la molécula.
CH4 C2H6 C3H8 C4H10 C5H12 Tebullición, ºC -161 -88.6 -42.1 -0.5 36.1
44- La gráfica siguiente representa los puntos de fusión de los haluros de hidrógeno en
función del periodo de cada halógeno.
a. Explica el aumento de la temperatura de fusión que se observa
b. Explica el comportamiento anómalo del HF que tiene una temperatura de fusión
más alta de la que le corresponde por su posición.
45- Clasifica como sólido molecular, covalente, iónico o metálico cada una de las siguientes
sustancias:
a. Sólido A: funde a temperatura muy alta, es insoluble en agua y no conduce la
electricidad.
b. Sólido B: funde por encima de 800º, se disuelve en agua y conduce la
electricidad fundido y en disolución acuosa.
c. Sólido C: funde por debajo de 200º, se disuelve en agua, y no conduce la
electricidad ni sólido ni líquido ni disuelto en agua.
d. Sólido D: funde por debajo de los 200º, se disuelve en agua, y no conduce la
electricidad ni sólido ni líquido ni disuelto en agua.
e. Sólido E: bajo punto de fusión, insoluble en agua, y no conduce la electricidad
ni sólido ni líquido.
f. Sólido F: funde a 600º y conduce la electricidad es los estados sólido y líquido.
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