Clasificación y Estructura Atómica

RICARDO AGUILAR VARO
APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA GENERAL
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
1. - SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
La determinación de las masas atómicas (pesos atómicos) permitió una primera ordenación de los elementos
en función de dichas masas, aunque esta ordenación aportara bien poco al conocimiento de la Naturaleza.
Pero pronto se tuvieron pruebas acerca de una importante relación entre los elementos.
PRIMEROS INDICIOS DE RELACIONES ATÓMICAS
JOHANN WOLFGANG DÖBEREINER (1780-1849) estableció las triadas: tríos de elementos con
parecidas propiedades químicas y donde el elemento intermedio tiene una masa atómica promedia a la de los
otros dos (Ca / Sr / Ba; (Cl / Br / I; Li / Na / K; S / Se / Te...)
JOHN A. R. NEWLANDS (1837-1898) señaló que, aparte del hidrógeno, los elementos ordenados por
pesos atómicos Li, Be, B, C, N, O y F difieren en sus propiedades químicas, pero el octavo elemento (K)
parecía una repetición (en cuanto a propiedades químicas) del primero de la serie anterior. Los elementos de
esta segunda serie (OCTAVA, por semejanza con la escala musical de siete notas) K, Mg, Al, Si, P, S y Cl
tienen propiedades químicas semejantes a los que ocupan el mismo lugar de la primera serie. El hecho de que
la tercera serie no cuadrara con las anteriores supuso el olvido de esta relación.
El querer asociar peso atómico y relación atómica impedía llegar a la clave para una útil clasificación.
Algunos químicos pensaron, con acierto, que era mejor estudiar las propiedades de los elementos y analizar
sus variaciones. En este sentido destacaron dos grandes químicos del siglo pasado: JULIUS LOTHAR
MEYER (1830-1895) y DIMITRI IVANOVICH MENDELEJEW (1834-1907), cuyas investigaciones
por separado llevaron a las mismas conclusiones.
Meyer estudió con detalle el volumen ocupado por un mol de átomos (átomo gramo del elemento) en estado
sólido. La representación gráfica del volumen molar, en función de la masa atómica indicaba que las
relaciones entre átomos eran mucho más notables
que las señaladas por Döbereiner y Newlands.
VOLUMEN MOLAR EN ESTADO SOLIDO
(cc/mol)
80
Cs
Rb
60
K
40
20
Li
Na
0
MASA MOLAR ELEMENTOS CONOCIDOS EN 1869
El primer metal alcalino (Li) tiene un
determinado volumen molar. A partir de él, el
volumen molar comienza a disminuir y después
de un mínimo comienza de nuevo a aumentar
hasta llegar a otro máximo, que coincide con el
siguiente metal alcalino. El ciclo se repite
periódicamente. A partir del tercer máximo, el
número de elementos entre alcalino y alcalino es
mayor de siete, por esa razón las octavas de
Newlands no se repetían más allá del potasio.
Por otro lado, MENDELEJEW estudió otra importante propiedad atómica en función de la masa molar: el
“poder de combinación” de los átomos, propiedad que fue llamada VALENCIA por el químico Edward
Frankland en 1852. Al representar la valencia encontró (independientemente de Meyer) unas variaciones
periódicas para la misma, por lo que Mendelejew publicó en 1869 una TABLA PERIÓDICA inicial basada
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en las valencias. Después de conocer la gráfica de Meyer descubrió algunos puntos que la valencia no
aclaraba y ambos pudieron publicar una tabla periódica parecida a la que actualmente se conoce.
TABLA PERIÓDICA DE MENDELEJEW EN 1.869
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
Ca
**
Ti
V
**
**
Cu
Zn
**
**
As
Se
Br
Rb
Sr
**
Zr
Nb
**
**
Ag
Cd
Ur #
Sn
Sb
Te
J#
Cs
Ba
**
**
**
**
**
**
**
**
**
Ta
W
**
Tl
Pb
Bi
**
**
**
**
** : ELEMENTOS DESCONOCIDOS HASTA LA FECHA: Mendelejew predijo la existencia y propiedades de algunos de ellos.
Su posterior descubrimiento haría aceptar la nueva clasificación de los elementos.
# Ur J (símbolos iniciales del uranio y del yodo)
TABLA PERIÓDICA DE MENDELEJEW Y MEYER EN 1.871
I
A
1P
2P
3P
4P
5P
6P
7P
II
B
A
Li
Na
K Cu
Rb Ag
Cs Au
**
III
B
A
Be
Mg
Ca Zn
Sr Cd
Ba Hg
**
IV
B
A
B
Al
##
**
**
V
B
A
C
Si
##
**
**
Ti
Zr
**
VI
B
A
N
P
##
Sn
Pb
V
Nb
Ta
VII
B
A
O
S
As
Sb
BI
Cr
Mo
W
Se
Te
**
VIII
B
H
F
Cl
Mn Br
##
I
** **
Fe Co Ni
Ru Rh Pd
Os Ir Pt
**
##: ELEMENTOS PREDICHOS POR MENDELEJEW Y DESCUBIERTOS ENTRE 1875-86
El descubrimiento del argon en 1894 y del helio en 1895 (aunque éste se había detectado en el espectro del
Sol en 1868 por Pierre Jules Cesar Janssen), hizo necesario incluir un nuevo grupo llamado O por la valencia
de los elementos descubiertos (gases nobles).
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
H
Li Be
Na Mg
K Ca
Sc
Rb Sr
Y
Cs Ba La*
Fr Ra Ac**
*
**
4
Ti
Zr
Hf
Ce
Th
5
6
7
8
V Cr Mn Fe
Nb Mo Tc Ru
Ta W Re Os
Pr
Pa
Nd
U
9
Co
Rh
Ir
10
Ni
Pd
Pt
11
Cu
Ag
Au
Pm Sm Eu Gd Tb
Np Pu Am Cm Bk
12
13
14
15
16
17
Zn
Cd
Hg
B
Al
Ga
In
Tl
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
At
Dy
Cf
Ho
Es
Er Tm Yb
Fm Md No
18
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Lu
Lw
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2. - PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
La clasificación periódica de los elementos planteó una nueva incógnita: ¿cuál es la razón de dicha
clasificación?. Lógicamente, la respuesta debía estar en el interior de los átomos, campo de estudio de la otra
gran rama de la Ciencia: la Física.
RAYOS CATÓDICOS: LA PRIMERA PARTÍCULA SUBATÓMICA
Una diferencia de potencial eléctrico (ddp) entre dos puntos puede provocar una corriente eléctrica. En
sustancias conductoras, como los metales, basta una pequeña ddp para que se produzca la corriente eléctrica
(circuitos eléctricos). En sustancias no conductoras es necesario una ddp del orden de miles de voltios para
producir la corriente: un rayo es causado por una ddp de millones de voltios entre las nubes y la tierra (o
entre las propias nubes).
La aplicación de ddp en disoluciones de sales dio lugar a los
fenómenos electrolíticos con el consiguiente descubrimiento de
nuevos elementos. Pronto se procedería al estudio de descargas
eléctricas en gases variando la presión del mismo (es una variable
tan característica de los gases como la concentración en las
disoluciones). Para realizar estos estudios se utilizaron tubos
provistos de sendos electrodos en las puntas y llave de vacío (tubo
de Crookes, en honor de William Crookes 1832-1919).
Cátodo
Ánodo
-
+
Vacío
Bajo una ddp de unos miles de voltios y a medida que se disminuye la presión del gas, se observan ciertos
fenómenos luminosos:
• A presión ordinaria no hay corriente eléctrica entre los electrodos.
• Cuando la presión baja hasta unos 50 mm Hg empiezan a producirse descargas eléctricas.
• Cuando se alcanzan unos 5 mm de Hg el tubo adquiere una luminosidad propia del gas contenido.
El espectro de la luz emitida presenta las rayas típicas de cada elemento (ESPECTRO DE
EMISIÓN).
• A medida que sigue bajando la presión aparecen zonas luminosas y zonas oscuras hasta que, a
una presión de milésimas de mm Hg, el tubo queda oscuro pero la pared opuesta al cátodo (es
decir la zona del ánodo) emite una luz verdosa fluorescente. Si se coloca algún objeto entre el
cátodo y esta zona se producen sombras, lo que indica que la luminosidad es provocada por unos
rayos que salen del cátodo: Eugen GOLDSTEIN (1850-1930) los llamó RAYOS CATÓDICOS.
Joseph John THOMSON (1856-1940) diseñó un tubo de rayos catódicos especial con el fin de estudiar la
interacción entre los rayos catódicos y los campos eléctricos y magnéticos. Hacia 1897 comprobó que los
rayos catódicos están formados por partículas con carga negativa y logró medir el cociente entre la masa de
dicha partícula y su carga negativa. En 1911 Robert Andrews MILLIKAN (1868-1953) logró medir el valor
de la carga correspondiente a las partículas de los rayos catódicos, por lo que se pudo determinar el valor de
su masa: resultó ser 1837 veces menor que la masa del átomo más pequeño (el hidrógeno).
La primera partícula subatómica había sido descubierta. En 1891 George Johnstone STONEY había sugerido
el nombre de “electrón” para las posibles partículas elementales causantes de los fenómenos eléctricos, por
lo que se aceptó dicho nombre para las partículas que constituían los rayos catódicos.
¿Podría ser el electrón la partícula fundamental de la electricidad y el átomo la partícula fundamental de la
materia?. En 1902 se encontró la respuesta a esta pregunta. Philipp Eduard Anton LENARD (1862-1947)
demostró que los metales cuando son iluminados con luz ultravioleta emiten electrones (EFECTO
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FOTOELÉCTRICO); por tanto estaba claro que los electrones se encontraban en el interior de los átomos.
Dado que el átomo es neutro, debe contener igual carga positiva que negativa, en caso contrario se forman
los iones: átomos con exceso de carga negativa (ANIONES) o defecto de carga negativa, es decir, exceso de
carga positiva (CATIONES).
RAYOS POSITIVOS: OTRA PARTÍCULA SUBATÓMICA
La existencia de aniones y cationes en disoluciones salinas había sido propuesta en 1884 por Svante August
ARRHENIUS (1859-1927), pero la imposibilidad de explicar la causa de la formación de dichos iones hizo
que su teoría no triunfara en ese momento. Con el descubrimiento del electrón la formación de aniones y
cationes estaba perfectamente explicada. Quedaba por comprobar la formación de restos positivos (cationes)
en los gases.
GOLDSTEIN utilizó un tubo de rayos catódicos con un cátodo perforado. Al aplicar la ddp y hacer el vacío
necesario se producían rayos catódicos en dirección al ánodo. Pero otra radiación atravesaba los agujeros del
cátodo en dirección contraria. THOMSON estudió estos rayos, al igual que había hecho con los rayos
catódicos, y encontró dos diferencias fundamentales con respecto a los electrones:
• Están formados por partículas cargadas positivamente. Por ello se les llamaron RAYOS
POSITIVOS.
• La masa de tales partículas depende del gas utilizado, en concreto tienen la misma masa que los
átomos del gas usado. Por tanto los rayos positivos están formados por iones (cationes) del gas
del tubo.
Ernest RUTHERFORD (1871-1937) propondría que la partícula elemental de carga positiva fuese el ión
positivo con menor masa, es decir, el catión hidrógeno. En 1920 sugirió el nombre de PROTÓN para esta
partícula elemental.
RAYOS X: PRIMERA CLAVE DE LA TABLA PERIÓDICA
En 1895 Wilhelm Konrad ROENTGEN (1845-1923), estando trabajando con tubos de rayos catódicos
(TRC) tapados con cartón negro, observó una luminiscencia que no procedía del TRC: se formaba en una
hoja de papel impregnada en platinocianuro de bario que se encontraba a cierta distancia, pero sólo se
formaba la luminosidad cuando el TRC producía rayos catódicos.
Roentgen dedujo que cuando los rayos catódicos chocan con el ánodo se forma una radiación que no es
desviada por campos eléctricos ni magnéticos, es decir que no están formados por partículas cargadas.
Incluso si llevaba el TRC a otra habitación continua, la hoja de papel especial producía luminiscencia; en
otras palabras, dicha radiación era capaz de atravesar paredes. Dada la imposibilidad de analizar la radiación
utilizó el nombre de RAYOS X (hoy día se conoce la naturaleza de dicha radiación: son ondas
electromagnéticas de gran energía, por tanto de alta frecuencia y, por consiguiente, de corta longitud de
onda; se conocen como rayos Roentgen).
En 1913 se dispuso de una técnica apropiada para medir la longitud de onda de los rayos X producidos en un
TRC. Henry Gwyn Jeffreys MOSELEY (1887-1915) utilizó dicha técnica y comprobó dos hechos
fundamentales:
• La longitud de onda de los rayos X producidos dependía de la naturaleza del material donde
chocaban los rayos catódicos (es decir, de la naturaleza del ánodo), por lo que midió la longitud
de onda de rayos X producidos por los distintos elementos.
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• Al estudiar los rayos X producidos por los diferentes elementos de la Tabla Periódica se observa
una relación casi exacta entre longitud de onda y posición del elemento en la Tabla. En otras
palabras, se pudo obtener una relación matemática entre la longitud de onda de los rayos X
producidos y la ubicación del elemento (su número de orden). Este número de orden fue llamado
número atómico:
1
λ
= A ⋅ (n − B)2
LEY DE MOSELEY
A y B: constantes numéricas
n : número de orden (1, 2, 3, 4, 5, etc. ) llamado NÚMERO ATÓMICO Z
Por tanto, la clasificación atómica no había que hacerla en función de la masa atómica, como se había hecho
hasta ahora, sino en función de este número atómico. Una vez determinada la longitud de onda de los rayos
X producidos, la ley de Moseley permitiría asignar su número atómico y, por tanto, su correcto lugar en la
Tabla Periódica.
RADIACTIVIDAD NATURAL
El descubrimiento de los rayos catódicos y de los rayos X llevó a investigar cualquier fenómeno fluorescente
(emisión de luz por sustancias previamente iluminadas con luz solar). En este sentido, Antoine Henri
BECQUEREL (1852-1908) estudió la luminosidad emitida por sales de uranio que había preparado en 1880.
Para ello, expuso cristales de la sal a la luz solar y dejó estas sales cerca de placas fotográficas envueltas en
papel negro. Las placas se velaron como si hubiesen estado expuestas a la luz visible, señalando la emisión
de radiación por parte de los cristales de sal.
Pronto se comprobó una gran diferencia entre esta radiación y los rayos X: los rayos Becquerel llegaban a
producirse aunque la sal no hubiese estado expuesta a la luz solar. En definitiva, los cristales de la sal de
uranio emitían una radiación penetrante en todo momento. Marie Sklodowska CURIE (1867-1934) encontró
que sólo los elementos uranio y torio (de los conocidos hasta entonces, después se descubrirían más)
producían esta radiación y dio a este fenómeno el nombre de RADIACTIVIDAD.
Estudiando las interacciones de los rayos Becquerel con campos eléctricos y magnéticos RUTHERFORD
comprobó que, en realidad, existen tres tipos de radiaciones:
• RAYOS ALFA: partículas de masa equivalente a cuatro átomos de hidrógeno y doble carga
positiva (tomando como carga unidad la más pequeña encontrada, esto es, la del electrón o la del
catión hidrógeno).
• RAYOS BETA: formados por electrones muy rápidos.
• RAYOS GAMMA: No tienen masa ni carga; son ondas parecidas a los rayos X pero con mucha
menor longitud de onda (mucha más frecuencia y, por tanto, más energéticos).
Dado que la radiactividad es una propiedad atómica (detectada en algunos átomos solamente), resultó
evidente que los protones y electrones que forman las partículas alfa y beta se encuentran en el interior del
átomo. La radiactividad sería la rotura del átomo y, por tanto, la liberación de las partículas subatómicas.
La naturaleza de la partícula alfa se explicaba como un conjunto de cuatro protones y dos electrones. Cuando
en 1932 James CHADWICK (1891-1974) descubrió una partícula de igual masa que el protón pero sin carga
(llamada neutrón por dicha razón), la naturaleza de la partícula alfa se hizo evidente: Werner Karl
HEISENBERG (1901-1976) sugirió que la partícula alfa está formada por dos protones y dos neutrones.
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Por tanto, el átomo dejó de considerarse indivisible, para ser tratado como una estructura elemental formada
por tres tipos de partículas: electrones, protones y neutrones. Al menos la simplicidad volvió a reinar en el
mundo subatómico.
ISÓTOPOS
Con las tres partículas descubiertas algunos conceptos llegaron a aclararse:
• El número atómico (Z), que es característico de cada elemento (dando lugar a rayos X con una
determinada longitud de onda), consiste en el número de protones del átomo. Dado el carácter
neutro del átomo el número atómico señala de igual manera el número de electrones del átomo
neutro. Un anión tendrá electrones en exceso (tantos como cargas negativas) y un catión
electrones en defecto.
• De acuerdo a este número un elemento es una sustancia formada por átomos que tienen todos el
mismo número atómico (no es necesario utilizar la definición de Robert Boyle, ya que la
descomposición de una sustancia siempre cabe la posibilidad de efectuarla de alguna manera
desconocida hasta la fecha).
• La masa atómica (A) es la masa de todas las partículas que constituyen el átomo (aunque existe
un ligero defecto de masa, hecho explicable en Física). Como la masa de un electrón es 1837
veces menor que la de un protón, la masa atómica señalará, prácticamente, el número de protones
más el número de neutrones.
Ahora bien, en este caso, ¿cómo explicar las masas atómicas fraccionarias que aparecen en las medidas
experimentales?. El estudio de las interacciones entre iones de un elemento y los campos eléctricos y
magnéticos dio la clave: no todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa (aunque todos
tienen que tener el mismo número de protones) ya que pueden tener un número de neutrones diferentes.
Los isótopos son átomos del mismo elemento (igual número de protones) pero con diferente masa
(diferente número de neutrones)
Con objeto de facilitar la comunicación existe una forma normalizada de escritura química (aprobada por la
Unión Internacional de Química Pura y Aplicada − I.U.P.A.C. haciendo uso de sus iniciales en inglés). Para
la combinación de números y símbolos atómicos se utiliza el criterio representado en la figura:
Masa
Atómica A
Carga
Iónica
Número
Atómico Z
Número
Combinación
SÍMBOLO
34 2 −
16 S 2
:
Agregado de dos átomos de azufre (número
atómico 16) con masa atómica 34 uma que ha
ganado dos electrones
Una vez identificadas las partículas subatómicas un nuevo problema quedó planteado: ¿cómo se encuentran
estas partículas en el interior del átomo?.
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3. - EN BUSCA DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA
Para llegar a conocer la estructura interna del átomo sería necesario sondearlos. ¿Qué se podría utilizar de
sonda?. Desde finales del siglo XIX se disponía de los proyectiles adecuados para ello: las partículas α
obtenidas en la desintegración de átomos radiactivos.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
En 1907 Hans Wilhelm GEIGER (1882-1945) se unió a RUTHERFORD y realizaron la experiencia señalada
en la figura: partículas alfa emitidas por un material radiactivo (radio) son dirigidas hacia una delgada placa
de metal. El recipiente de plomo absorbe la radiación de
Placa delgada
manera que por la estrecha rendija emerge un fino haz de
Recipiente de metal
partículas α.
de Plomo
Las partículas α atraviesan la placa pero el haz se difunde, es
decir se abre, hecho que puede comprobarse con la placa de
sulfuro de cinc colocada al final, ya que al sufrir los impactos
de las partículas α emite luz (centelleo).
α
Material
Rutherford y Geiger comprobaron que el ángulo de difusión
radiactivo
es muy pequeño, es decir la interacción entre las partículas α
Plancha de sulfuro
y los átomos del metal es muy débil. No obstante, encargaron
de cinc
a un joven ayudante, Ernest Marsden, que comprobase si
alguna partícula α se difundía con mayor ángulo (bastaba colocar planchas de sulfuro de cinc alrededor de
todo el conjunto). Con gran sorpresa encontraron que algunas (muy pocas) partículas α chocan y rebotan
hacia atrás.
Sólo una gran interacción podría hacer que esas energéticas partículas α rebotasen: por ejemplo, un gran
acercamiento a otra partícula positiva. En definitiva, parecía que existían puntos de la placa de metal con
carga positiva concentrada, aunque la mayor parte del metal (por el gran número de partículas α que lo
atraviesan) parecía hueco. De acuerdo a los cálculos efectuados este núcleo de carga positiva debía de tener
un radio aproximado de 10−12 m (10.000 veces menor que el radio del átomo) y debía de tener una carga
positiva igual al número atómico asignado por Moseley en los espectros de rayos X.
El primer modelo atómico resultó evidente: el átomo tiene un núcleo central donde se concentra la masa y
con carga POSITIVA. Girando alrededor de este núcleo se encuentran los electrones. La fuerza centrípeta
que mantiene el giro es la fuerza electrostática entre el electrón y el núcleo.
DOS CUESTIONES POR RESOLVER
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA:
El estudio y unificación de los fenómenos eléctricos y magnéticos llevado a cabo por James Clerk
MAXWELL (1831-1879), condujo a éste a predecir la existencia de ondas electromagnéticas, cuya velocidad
de propagación en el vacío sería de 300.000 km/s, siendo la luz visible un caso particular de onda
electromagnética.
Heinrich R. HERTZ (1857-1894) encontró la forma de producir ondas electromagnéticas: un movimiento
oscilatorio de cargas eléctricas produce emisión de energía radiante en forma de ondas electromagnéticas (la
radio, TV y telefonía móvil son claro ejemplo de ello).
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Por esta última razón, el modelo atómico de Rutherford evidenciaba un gran fallo: los electrones girando son
cargas oscilantes y, por tanto, deben emitir energía radiante en forma de ondas electromagnéticas. Al emitir
esta energía, la velocidad de giro del electrón debería ser menor (conservación de la energía) y por tanto
debería caer hacía el núcleo, provocando la destrucción del átomo, hecho que, evidentemente, no ocurre.
ESPECTROS ATÓMICOS
En el tema anterior se vio que los elementos al ser calentados, por ejemplo, al poner una sal de sodio en una
llama de un mechero (o como se ha visto en este
tema, el gas de un TRC cuando la presión interior
es del orden de 5 mm de Hg), emiten luz que
Espectro continuo
puede ser descompuesta en un espectroscopio, Luz blanca
dando lugar al ESPECTRO DISCONTINUO DE
EMISIÓN, llamado discontinuo porque sólo se
encuentran radiaciones de ciertas longitudes de
Espectro
Espectro discontinuo
ondas. De igual manera, al hacer pasar luz blanca
por un elemento la luz que atraviesa produce un
espectro de absorción continuo donde faltan las rayas correspondientes a las frecuencias del espectro
discontinuo de emisión.
Las rayas espectrales de los metales se agruparon en cuatro series:
•
•
•
•
SHARP (líneas muy definidas)
PRINCIPAL
DIFFUSE
FUNDAMENTAL
En 1885 Johann Jakob BALMER (1825-1898), estudiando el espectro del hidrógeno encontró una relación
matemática simple entre la longitud de onda correspondiente a las rayas espectrales visibles:
1
λ
= 109677 ⋅ (
1
1
− 2)
2
2
n
(en cm −1 )
tomando n los valores 3, 4, 5 ...
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar este hecho ni obtener esta relación.
LA GRAN REVOLUCIÓN DE LA FÍSICA MODERNA
A finales del siglo XIX era conocido el hecho de que los cuerpos cuando se calientan emiten energía radiante
(por ejemplo el hierro al rojo). La energía radiada es una transmisión de energía sin necesidad de soporte
material (la conversión de energía potencial a cinética requiere la participación de un cuerpo material). Las
mejores superficies radiantes son las de color negro (no debe confundirse con las mejores superficies
reflectantes, que son blancas).
La energía radiada por la superficie de un cuerpo ideal negro se emite en longitudes de ondas
correspondientes a todo el espectro. Sin embargo, para cada temperatura existe una determinada longitud de
onda en la cual se emite la máxima energía. Así por ejemplo, la máxima radiación energética del hierro a 900
°C corresponde a la longitud de onda del rojo anaranjado. A temperatura ambiente el máximo de energía
(que por supuesto será menor que a 900 °C) radiante corresponde a longitudes de onda no visible. Al
representar la energía radiada en función de la longitud de onda emitida y para varias temperaturas se
obtienen una serie de curvas.
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Es evidente que la energía total radiada es la suma de las energías emitidas por cada uno de
los átomos que componen el sólido (inicialmente se hablaba de osciladores)
Max PLANCK (1858-1947) introdujo una idea revolucionaria para poder explicar las curvas de radiación
obtenidas: la energía de cada oscilador sólo puede tomar unos determinados valores, múltiplos de una
cantidad llamada CUANTO DE ENERGÍA.
POSTULADOS DE LA MECÁNICA CUÁNTICA
• Los átomos (osciladores) sólo pueden existir en ciertos estados permitidos, caracterizados por cantidades
de energía definidas. Para cambiar de un estado permitido a otro, el átomo debe absorber o emitir
exactamente la diferencia de energía de ambos niveles permitidos.
• La energía radiante emitida o absorbida al pasar un átomo de un nivel permitido a otro se emite con una
determinada frecuencia ν dada por la expresión:
c
∆E = h ⋅ν = h ⋅
c = 3 × 108 m/s
λ
donde h es una constante llamada constante de Planck (6,6252 x 10−27 ergio . s).
• Los estados de energía permitidos pueden ser descritos por un conjunto de números llamados
NÚMEROS CUÁNTICOS.
Desde cierto punto de vista el modelo atómico supone la cuantización de la materia: la masa de una sustancia
sólo puede existir en cantidades múltiplos de la masa molecular de dicha sustancia. También la carga está
cuantizada: existe la carga fundamental (carga del electrón o protón). Por tanto, la cuantización de la energía
viene a completar el modelo cuántico de la materia – energía.
4. - MODELO ATÓMICO DE BOHR
Las leyes que rigen el comportamiento de la materia a escala macroscópica no sirven a escala atómica. Los
postulados de la nueva teoría cuántica permitieron explicar el fenómeno de la radiación en superficies de
sólidos. ¿Por qué no aplicar dichos principios al átomo de Rutherford?.
En 1913 Niels Hendrik David BOHR (1885-1962) adaptó los postulados cuánticos al incipiente modelo
atómico de Rutherford. Los puntos fundamentales del nuevo modelo atómico serían:
• 1.- El electrón gira alrededor del núcleo. La fuerza centrípeta causante del giro es la fuerza electrostática,
PERO EL ELECTRÓN NO EMITE ENERGÍA AL GIRAR. En otras palabras, a cada órbita del electrón
le corresponde un nivel de energía estacionario.
m⋅
2
v
r
=
k⋅
Z .e.e
r2
⇒
m ⋅ v2
=
Z ⋅e
r
2
(considerando átomos tipo hidrógeno, es decir
con un solo electrón en órbita. El sistema de
unidades utilizado es el cgs, donde el valor de k
es 1)
• 2.- El segundo postulado supone la cuantización de la energía correspondiente a cada órbita: sólo son
posibles las órbitas con ciertos niveles de energía definidos. El desarrollo matemático de este postulado
conduce a un nuevo enunciado del mismo:
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“sólo son posibles las órbitas donde el producto del momento lineal ( m . v) por la
longitud de la órbita (2πr) sea múltiplo de h ”
Estos dos postulados permiten determinar el radio de las órbitas:
2º) m ⋅ v ⋅ 2 ⋅ π ⋅ r = n ⋅ h
1º) m ⋅ v 2 ⋅ r = Z ⋅ e 2
Donde n es un número entero llamado número cuántico principal. Elevando el segundo al cuadrado y
dividiéndolo por el primero (para eliminar v) se obtiene la expresión:
r=
h2
⋅ n2
2
2
4 π mZe
Una vez determinado el radio es posible averiguar también el contenido energético del electrón en órbita
(energía cinética + energía potencial eléctrica):
E = Ec + Ep =
1 2
Ze2
1 Ze2
Ze2
Ze2
4π 2 mZ2e 4
mv −
=
−
= −
= −
2
r
2 r
r
2.r
2. h 2 ⋅ n 2
• El tercer postulado permite explicar los espectros atómicos. Cuando un electrón pasa de un nivel E2 a otro
E1 de menor energía, emite la energía correspondiente a la diferencia de niveles E2 − E1. Esta energía se
irradia en forma de onda electromagnética de frecuencia ν, cumpliéndose la hipótesis de Planck:
E2 – E1 = h . ν
Es decir:
h⋅ν=
2 π 2 mZ 2 e 4
1
1
⋅( 2 − 2 )
2
h
n1 n 2
⇒
1
2π 2 mZ 2 e 4
1
1
=
⋅( 2 − 2 )
3
λ
ch
n1 n 2
=
RH ⋅(
1
1
− 2)
2
n1 n 2
La comparación de esta expresión teórica con la expresión empírica que Balmer obtuvo al estudiar el
espectro del átomo de hidrógeno (Z = 1) es evidente. El valor teórico de RH (llamada constante de Rydberg)
para el átomo de hidrógeno resulta ser 109740 cm−1 frente al valor empírico de 109677 obtenido por Balmer.
Por tanto las líneas espectrales estudiadas por Balmer en el átomo de hidrógeno resultan claras: son
transiciones de electrones desde niveles superiores hasta el nivel de número cuántico n igual a 2.
Si el electrón cae desde niveles superiores hasta el nivel de menor energía ( n = 1 ), la radiación emitida tiene
mayor energía, mayor frecuencia y queda en la zona ultravioleta (no visible). Estas rayas espectrales
descubiertas posteriormente (en 1916) corresponden a la serie de Lyman. De igual manera, si el electrón cae
de niveles superiores al nivel de energía n = 3, se tienen radiaciones de menor frecuencia que corresponden a
la zona del infrarrojo (no visible) y constituyen la serie de Paschen.
El primer paso estaba dado: el modelo atómico de Bohr permitía explicar perfectamente el espectro del
átomo de hidrógeno y encajaba perfectamente con las experiencias de Rutherford. Pero los avances técnicos
en los espectroscopios pronto harían ver que era necesario ampliar el modelo de Bohr.
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA GENERAL
MODELO ATÓMICO DE BOHR (ÁTOMO DE HIDRÓGENO)
SERIE DE LYMAN
SERIE DE BALMER
SERIE DE PASCHEN
SERIE DE BRACKETT
-0,28
-0,38
-0,55
-0,85
-1,52
-3,41
-13,64
0,53 2,11
4,76
8,46
13,21
19,03
25,90
o
RADIO ÓRBITA (A ) para átomo H
2
R = 0,5285 . n / Z
2
E = - 13,64 . Z / n 2
SALTOS
desde n = 2
desde n = 3
desde n = 4
desde n = 5
desde n = 6
desde n = 7
desde ∞
(expresiones válidas para átomos o iones
con un solo electrón - tipo hidrógeno)
SERIE LYMAN
ENERGÍA
λ (AO)
(eV)
10,23
1212
12,12
1023
12,79
970
13.09
948
13,26
935
13,36
928
13,64
909
SERIE BALMER
ENERGÍA
λ (AO)
(eV)
--------1,89
6563
2,56
4845
2,86
4337
3,03
4094
3,13
3963
3,41
3638
SERIE PASCHEN
ENERGÍA λ (AO)
(eV)
----------------0,67
18514
0,97
12788
1,14
10881
1,24
10004
1,52
8161
ESPECTRO VISIBLE CONTÍNUO Y ESPECTRO DE EMISIÓN DEL HIDRÓGENO:
6 5 0 0
3 6 0 0
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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EJERCICIO RESUELTO
La energía de los niveles principales de un átomo tipo hidrógeno viene dada por la expresión E = 13,64 . Z2 / n2 (eV) Calcula la longitud de onda de la radiación emitida por el salto de un electrón
desde el nivel n = 4 al n = 2 en un átomo de hidrógeno.
DATOS: ( h = 6,6252 . 10-27 erg.s e- = 1,602 . 10-19 C )
La expresión permite calcular la energía del electrón en el nivel 4 y el nivel 2:
E4 = - 13,64 . 12 / 42 = - 0,8525 eV
E2 = - 13,64 . 12 / 22 = -3,41 eV
La diferencia de energía (E2 – E4 = -2,5575 eV) señala una disminución energética y, de acuerdo a la
hipótesis de Planck, supone la emisión de radiación electromagnética formada por fotones de energía 2,5575
eV cuya frecuencia (o longitud de onda) se puede determinar por la expresión ∆E = h.ν = h.c / λ
Por tanto la determinación de la longitud de onda sólo requiere saber expresar los diferentes datos y valores
obtenidos en el sistema internacional de unidades para efectuar los cálculos con corrección:
h = 6,6252 x 10 - 27 erg.s = 6,6252 x 10 - 27 g ×
∆ E = 2,5575 eV ×
cm 2
1 kg
1 m2
×
s
×
×
= 6,6252 x 10 - 34 J.s
1000 g 10000 cm 2
s2
1,602 . 10 -19 C
= 4,097 x 10 -19 J
1e
c = 3 . 10 8 m/s
λ=
h.c 6,6252 . 10 - 34 . 3 . 10 8
=
= 4,851 . 10 -7 m = 4851 Ao
∆E
4,097 . 10 -19
5. - CORRECCIONES AL MODELO ATÓMICO DE BOHR
De acuerdo al modelo atómico de Bohr el electrón se encontraría girando en niveles cuyo radio y energía
quedarían perfectamente definidos con ayuda del número cuántico principal n. Las rayas espectrales
demostraban la validez del modelo.
Pero al utilizar instrumentos de mayor poder de resolución se vio que lo que parecía una raya, en realidad es
un conjunto de ellas muy agrupadas. El número de rayas agrupadas varia en función del número n: las
correspondientes a la serie de Lyman sí están constituidas por una sola raya, pero la serie de Balmer son en
realidad dos rayas agrupadas en una, las de la serie de Paschen son tres rayas agrupadas, etc.
SEGUNDO NÚMERO CUÁNTICO: ÓRBITAS ELÍPTICAS
El desdoblamiento de las líneas espectrales significa que dentro de los niveles principales de energía
(determinados por las expresiones anteriores) existen subniveles energéticos:
• Un sólo nivel en n = 1
• Dos subniveles en n = 2
• Tres subniveles en n = 3
y así sucesivamente.
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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En 1915 Arnold SOMMERFELD (1868-1951) amplió el modelo atómico de Bohr considerando que el
electrón podría seguir órbitas elípticas (la órbita circular sería un caso particular). Sobre la base de esta otra
posibilidad surgió un segundo número cuántico llamado azimutal y representando por l que puede tomar
valores desde 0 hasta n −1 en cada nivel. Para distinguir una órbita de otra, se utilizaron las iniciales
correspondientes a las líneas espectrales:
s ( l = 0 CIRCULAR ), p ( l = 1 ), d ( l = 2 ) y f ( l = 3 )
Por tanto, en 1915 el nivel energético del electrón se reflejaba mediante los dos números cuántico n y l.
TERCER NÚMERO CUÁNTICO: EFECTO ZEEMAN
En 1896 Pieter ZEEMAN había descubierto que al estudiar los espectros bajo la acción de intensos campos
magnéticos, las líneas espectrales se desdoblan. Con aparatos más resolutivos se comprobó que el número de
líneas de este nuevo desdoble depende del número cuántico azimutal:
•
•
•
•
para l = 0 la raya no se desdobla
para l = 1 la raya se desdobla en tres líneas
para l = 2 la raya se desdobla en cinco líneas
para l = 3 la raya se desdobla en siete líneas.
Es importante reseñar que este nuevo desdoble sólo se produce mientras existe el campo magnético. Una vez
eliminado, los desdobles desaparecen. Esto significa que el hecho no se debe a nuevos niveles energéticos
dentro de las órbitas elípticas, sino más bien a interacciones entre estos orbitales y la dirección del campo
magnético aplicado; interacción que sería diferente, y por tanto produciría desdoble, siempre que las órbitas
elípticas tuviesen distinta orientación en el espacio. En otras palabras:
•
•
•
•
Existiría una órbita circular s (para cada nivel n = 1, 2, 3, 4, 5, etc.).
Existirían tres órbitas p con direcciones diferentes (para niveles n = 2, 3, 4, 5, etc.).
Existirían cinco órbitas d con direcciones diferentes (para niveles n = 3, 4, 5 etc.).
Existirían siete órbitas f con direcciones diferentes (para niveles n = 4, 5, etc.).
Para señalar la orientación de la órbita sería necesario, por tanto, un nuevo número cuántico llamado
MAGNÉTICO (m) cuyos valores dependerían del número cuántico l, estando comprendidos entre +l y −l
(incluyendo el valor 0).
CUARTO NÚMERO CUÁNTICO: EFECTO ZEEMAN ANÓMALO
Si se analizan con más detalle los espectros obtenidos con aplicación de campos magnéticos se observa que
TODAS las rayas son dobletes de líneas muy próximas entre ellas. Esto significa que cualquier electrón en
una determinada órbita orientada podría interaccionar de dos maneras diferentes con el campo magnético.
Una forma de justificar esa doble interacción electrón - campo magnético es suponer que el electrón gira
sobre si mismo (aunque esto no suceda en la realidad), creando un campo magnético que varia de dirección
según el giro del electrón: los valores asignados a este cuarto número cuántico (denominado SPIN ms) son
dos (giro hacia la izquierda o hacia la derecha) y se han tomado como + 1/2 y −1/2.
EL ESTADO DEL ELECTRÓN VIENE DEFINIDO POR EL CONJUNTO DE
LOS CUATRO NÚMEROS CUÁNTICOS n, l, m y ms
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En resumen:
• El número cuántico principal n CUANTIZA EL NIVEL ENERGÉTICO PRINCIPAL y toma
los valores 1, 2, 3, 4, 5, etc.
• El número cuántico azimutal l CUANTIZA LOS POSIBLES SUBNIVELES ENERGÉTICOS
DENTRO DE CADA NIVEL y toma los valores desde 0 hasta n − 1.
• El número cuántico magnético m CUANTIZA LAS PROPIEDADES MAGNÉTICAS DE
LAS ÓRBITAS (ORBITALES más adelante) y m toma valores desde −l hasta +l (con 0).
• El número cuántico de espín ms CUANTIZA LAS PROPIEDADES MAGNÉTICAS DEL
ELECTRÓN y toma los valores +1/2 y −1/2.
Analizando los diferentes niveles:
n
l
m
ms
1
2
0
0
1
3
0
1
0
0
-1
0
1
0
-1
0
1
-2
-1
0
1
2
0
-1
0
1
-2
-1
0
1
2
-3
-2
-1
0
1
2
3
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
2
4
0
1
2
3
total e
subnivel
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
nombre órbita
total e nivel
1s
2s
2px
2py
2pz
3s
3px
3py
3pz
3dxy
3dxz
3dyz
3dx2
3dx2-y2
4s
4px
4py
4pz
4dxy
4dxz
4dyz
4dx2
4dx2-y2
4f1
4f2
4f3
4f4
4f5
4f6
4f7
2
8
18
32
Las rayas de los espectros tienen una clara explicación: un electrón en el subnivel 2s pasa al subnivel 1s
emitiendo la diferencia de energía en forma de onda electromagnética de frecuencia ν (∆E = hν). Las
radiaciones de alta energía (alta frecuencia), como los rayos X, son debidas a saltos electrónicos entre
niveles de gran diferencia energética.
¿Son posibles los estados representados por los siguientes números cuánticos?:
(2 , 0 , 0 , -1/2)
(3 , 1 , -1 , 1/2)
(1 , 1 , 0 , 1/2)
(4 , 0 , 1 –1/2)
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6. - DUALIDAD ONDA - PARTÍCULA: MECÁNICA ONDULATORIA
NATURALEZA DUAL DE LA LUZ
En 1666 Isaac NEWTON estableció la naturaleza corpuscular de la luz; es decir, la luz estaría formada por
pequeñas partículas. En 1670 Christian HUYGENS (1629-1695) demostró la naturaleza ondulatoria de la
luz. En 1873 J.C. MAXWELL unificó los fenómenos eléctricos y magnéticos y determinó que la luz es una
onda electromagnética (según la frecuencia, dicha onda produce unas determinadas sensaciones en nuestro
cerebro que llamamos colores).
Una partícula tiene masa. Una onda es una transmisión energética. Todas las experiencias señalaban que la
luz sería una transmisión energética electromagnética: campos magnéticos variables alternados con campos
eléctricos variables hacen posible la transmisión energética sin necesidad de disponer de soporte material
para dicho transporte.
Una parte de la Física se dedicaba al estudio de las partículas. Otra al estudio de las ondas. Pero en 1905
Albert EINSTEIN (1879-1955) explicó el efecto fotoeléctrico (emisión de electrones por superficies
metálicas cuando se iluminan con radiación ultravioleta), señalando que la energía de un haz luminoso está
concentrada en pequeños paquetes (de nuevo la cuantización) llamados FOTONES. En otras palabras, la luz
está formada por pequeñas partículas que a su vez tienen carácter ondulatorio: se le asocia una onda
electromagnética cuya frecuencia depende de la energía del fotón (E = h.ν). El efecto fotoeléctrico se explica
como una transmisión energética del fotón al electrón del metal.
La luz al propagarse manifiesta su carácter ondulatorio. Al interaccionar con la materia manifiesta su
carácter corpuscular
• La energía asociada al fotón como partícula en función del momento lineal (p) y de su velocidad (c),
viene determinada por la teoría de la relatividad de Einstein: E = p . c
• La energía asociada a la onda viene dada por la ecuación de Planck: E = h . ν = h .
Combinando las dos ecuaciones:
p.c = h.
c
λ
⇒
λ=
c
λ
h
p
NATURALEZA DUAL DEL ELECTRÓN
En 1924 Louis Víctor DE BROGLIE (1892-1982) sugirió que, al igual que los fotones de la luz, los
electrones tienen doble naturaleza partícula - onda. Años más tarde se comprobaría que los electrones
pueden sufrir difracción, fenómeno característico de las ondas. La longitud de la onda asociada al electrón
vendrá dada por la expresión deducida para los fotones, esto es λ = h / p.
Por tanto, el electrón no debe considerarse como una partícula girando en órbitas alrededor del núcleo.
En el movimiento alrededor del núcleo predomina el carácter ondulatorio del electrón. Cuando interacciona
predomina su carácter de partícula (al interaccionar se produce el colapso de la onda y se tiene la partícula).
El segundo postulado del átomo de Bohr tenía como finalidad la interpretación de los espectros. La
naturaleza ondulatoria del electrón explica perfectamente dicho postulado: para que la onda asociada al
electrón sea estacionaria (estable), la longitud de la órbita (2πr) debe ser contener un número exacto de
longitudes de onda, es decir:
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2.π.r = n.λ = n.
h
p
⇒
p.2πr = n.h
La naturaleza ondulatoria del electrón nos señala la imposibilidad de localizarlo en un determinado punto:
una onda no se encuentra en un punto, sino que es una perturbación que se propaga por el espacio, con un
determinado momento lineal (p). Sin embargo la naturaleza corpuscular nos dice lo contrario: una partícula
se encuentra en un determinado punto con coordenadas (x, y, z).
El físico alemán Werner Karl HEINSENBERG (1901 - 1976) demostró, a partir de la ecuación básica de la
mecánica cuántica, que la doble naturaleza onda - corpúsculo es incompatible entre sí. Mientras más se
conozca acerca de la naturaleza corpuscular de una partícula, menos se conoce de la naturaleza ondulatoria
de la misma. Esta es la esencia del principio de incertidumbre, formulado matemáticamente como
∆x . ∆p ≥ h / 2π
donde ∆x es el error en el conocimiento de la posición (incertidumbre en la localización) y ∆p es la
incertidumbre en el conocimiento del momento lineal. Mientras menor es el error en la medida de la
posición, mayor es el error en la medida del momento lineal (o en su velocidad para partículas de masa
constante).
Como la constante h es muy pequeña, este principio no se comprueba prácticamente en nuestra escala
(dividir h por una cantidad relativamente mucho más grande es una cantidad que tiende a cero). Pero cuando
nos situamos en la escala subatómica la situación cambia. Una pequeña incertidumbre en el momento lineal
(buen conocimiento del momento) se traduce en una gran incertidumbre en la posición. No se puede conocer,
por tanto, la posición y la velocidad del electrón simultáneamente. El modelo atómico de Bohr debe ser
abandonado. No se puede hablar de la localización del electrón en un punto, sino más bien de la probabilidad
de que el electrón se encuentre en ese punto.
Esto supone, además, la necesidad de abandonar los modelos mecánicos en la escala electrónica. No
podemos comparar el electrón con una bola. En realidad no sabemos cómo es un electrón. Sabemos cómo es
una cosa cuando la luz (u otra interacción semejante) choca con la cosa, sin perturbar el estado de la cosa y
nos devuelve información sobre ella. Pero cuando un fotón choca con un electrón todo cambia; el fotón nos
podría suministrar información acerca del electrón en el momento del choque, pero no del momento anterior
al choque.
FUNCIÓN DE ONDA Y ORBITALES
La naturaleza ondulatoria del electrón requiere un tratamiento matemático diferente al utilizado en el átomo
de Bohr. Una onda queda determinada por lo que se llama FUNCIÓN DE ONDA. Esto es una función
matemática más o menos compleja, en función del tipo de movimiento ondulatorio estudiado, siendo función
de las variables espaciales (x, y, z).
En 1927, Erwin SCHRÖDINGER (1887-1961) propuso una ecuación de la cual podía determinarse la
función de onda correspondiente al electrón (llamada ψ - psi), en función de la energía total (E) y de la
energía potencial (V) del electrón en el sistema atómico.
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δ 2 ψ δ 2 ψ δ 2 ψ 8π 2 m
+ 2 + 2 +
⋅ ( E − V )ψ = 0
h2
δx 2
δy
δz
Dicha ecuación ha sido resuelta para sistemas sencillos como el átomo de hidrógeno (un protón y un
electrón) con un sorprendente resultado:
Las soluciones de la función de onda ψ dependen de unos números que coinciden con los números
cuánticos introducidos en el átomo de Bohr - Sommerfeld para explicar los espectros atómicos
Es decir, el estado del electrón queda determinado por el conjunto de números cuánticos anteriores. Sin
embargo, el concepto de órbita debe ser eliminado: el electrón no es una partícula que gira alrededor del
núcleo siguiendo una órbita como los planetas. Se puede imaginar como una nube de carga con
naturaleza ondulatoria (con densidad de carga variable). Al interaccionar la onda se colapsa y se
manifiesta la naturaleza corpuscular del electrón.
Mucho más interesante que la función de onda ψ es el cuadrado de esta función, ψ2, ya que ψ2.dV es una
medida de densidad de carga en un elemento dV, o lo que es lo mismo: LA PROBABILIDAD DE
ENCONTRAR EL ELECTRÓN (AL INTERACCIONAR) EN EL ELEMENTO dV. La probabilidad cero
sólo se da en el infinito; es decir, el electrón se puede encontrar en cualquier punto, pero si se representa
gráficamente ψ2 con respecto a la distancia al núcleo, se puede acotar la zona espacial donde exista un 99%
de posibilidad de encontrar el electrón. Esta zona espacial se denomina ORBITAL ATÓMICO.
Cada función de onda ψ, solución de la ecuación anterior, depende de los cuatro números cuánticos (n, l,
m y ms) y cada una de ellas genera una zona donde la probabilidad de encontrar el electrón es del 99%,
dando lugar a un ORBITAL ATÓMICO que mantiene la notación s, p, d y f.
Por tanto, el estado energético de un electrón viene dado por los números cuánticos:
• n que determina el nivel principal de energía.
• l que determina el tipo de orbital ATÓMICO y el subnivel energético correspondiente.
• m que determina la orientación espacial de los orbitales y corresponden a niveles de energía
que sólo degeneran al interaccionar con campos magnéticos (el nivel energético de orbitales
con el mismo valor de m es prácticamente el mismo).
• s que determina el estado de un determinado electrón con valores específicos de n, l y m.
Puede tomar dos valores : +1/2 y -1/2 siendo el nivel energético de ellos igual, solo
degenerando en presencia de campos magnéticos.
Los orbitales se acostumbran a representar gráficamente por medio de las superficies límites que encierran la
zona de 99% de probabilidad:
• el orbital s ( l = 0) de cada nivel tiene simetría esférica.
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• los 3 orbitales p ( l = 1 // m = -1, 0, +1) para n > 1 tienen forma de lóbulos (cada uno en una
dirección x, y, z).
• los 5 orbitales d ( l = 2 // m = -2, -1, 0, +1, +2) para n > 2 tienen formas más complejas.
• formas más complejas aún, tienen los 7 orbitales f para n > 3.
z
z
x
x
Orbital s
y
Orbitales p
(px, py, pz)
y
y
z
z
x
x
y
Orbital dxy
Orbital dxz
Orbital dyz
z
y
x
x
y
Orbital dz2
Orbital dx2-y2
3d
3p
4p
6p
5d
4f
4d
5p
7p
6d
5f
7s
6s
5s
4s
3s
2p
2s
1s
NIVEL PRINCIPAL (n) ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS
7. - ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS: PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
La ecuación de Schrödinger aplicada a átomos multielectrónicos es prácticamente imposible de resolver por
la complejidad de la ecuación resultante. ¿Cómo se disponen los electrones en estos átomos?.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Un principio enunciado en 1925 por Wolfgang PAULI (1900-1958) permitió obtener una respuesta adecuada
para la Química:
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En un sistema electrónico, los electrones se disponen de manera que no existen dos con los cuatro
números cuánticos iguales.
Un conjunto de cuatro números cuánticos representa el estado de un determinado electrón. Otro electrón se
encuentra en un estado diferente, es decir, debe ser representado con un conjunto de números cuánticos
diferente.
Este principio permite asignar CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS a los átomos en estado
fundamental: los electrones irán rellenando los orbitales desde el de menor energía hasta el de máxima
energía. En principio, el nivel de energía aumenta con el número cuántico principal, de manera que el primer
nivel en llenarse es el correspondiente a n = 1 (dos electrones como máximo en orbital 1s):
He : 1s2
H : 1s1
Una vez completado dicho nivel, empieza a llenarse el nivel n = 2 (con orbitales s y p):
Li : 1s2 2s1
C : 1s2 2s2p2
F : 1s2 2s2p5
Be : 1s2 2s2
N : 1s2 2s2p3
Ne: 1s2 2s2p6
Al : 1s2 2s2p1
O : 1s2 2s2p4
1s
En el nivel n = 3 se empieza a llenar el orbital 3s (2 electrones como
máximo), después los orbitales 3p (px, py y pz, lo que hacen un total de
6 electrones en los orbitales 3p). Los cinco orbitales 3d aisladamente
representan un nivel de energía un poco inferior al orbital 4s. Pero los 8
electrones 3s2p6 interaccionan (repulsión) con el nuevo electrón y hacen
que se empiece a llenar el orbital 4s antes que el 3d. Una inversión
energética semejante ocurre entre otros orbitales, de manera que el
orden de llenado (de menor a mayor contenido energético) es el
reflejado en el diagrama representado.
Algunas configuraciones electrónicas:
•
•
•
•
Ca (20 e) : 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2
Fe (26 e) : 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2
As (33 e): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p3
Eu (63 e): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10f7 5s2p6 6s2
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
EL NIVEL ENERGÉTICO DE LOS ORBITALES p (o d) ES EL MISMO, POR LO QUE LOS
ELECTRONES EN ELLOS TIENEN A ESTAR DESAPAREADOS (regla de Hund)
El conocimiento de la estructura electrónica en el último nivel (CAPA DE VALENCIA) será fundamental
para el estudio de los enlaces químicos. En dicha estructura hay que tener en cuenta que los electrones en
orbitales de igual energía como los p o los d se encuentran desapareados debido a la repulsión electrónica
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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H : 1 s1
N : 1 s2 2 s2 p3
APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA GENERAL
C : 1 s2 2 s2 p2
O : 1 s2 2 s2 p4
H
s
Para representar la CAPA DE VALENCIA se utilizan círculos que
representan los orbitales y flechas en su interior que representan los electrones
(el sentido de la flecha señala el espín correspondiente).
C
s
N
s
O
s
px py pz
px py pz
px py pz
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y TABLA PERIODICA
El diagrama de llenado de orbitales permite explicar la forma de la TABLA PERIODICA:
• GRUPO DE ELEMENTOS ALCALINOS (grupo 1 ó IA): todos estos elementos tienen en su último nivel
la configuración electrónica s1.
• GRUPO DE ELEMENTOS ALCALINOTÉRREOS: (grupo 2 ó IIA): configuración s2 en último nivel.
• GRUPO DEL BORO (grupo 13 ó IIIB): configuración s2p1 en último nivel.
• GRUPO DEL CARBONO (grupo 14 ó IVB): configuración s2p2 en último nivel.
• GRUPO DEL NITRÓGENO (grupo 15 ó VB): configuración s2p3 en último nivel.
• GRUPO DEL OXÍGENO (grupo 16 ó VIB): configuración s2p4 en último nivel.
• GRUPO DE LOS HALÓGENOS (grupo 17 ó VIIB): configuración s2p5 en último nivel.
• GASES NOBLES (grupo 18 ó 0): configuración s2p6 en último nivel.
• ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos con s2 (en general) en último nivel. En el penúltimo nivel
se completan los cinco orbitales d (d1 hasta d10).
• GRUPOS DE TIERRAS RARAS (LANTÁNIDOS / ACTÍNIDOS): Son elementos con la misma
configuración que el La o el Ac, pero en el nivel antepenúltimo se completan los siete orbitales f (f1 hasta
f14).
REAJUSTES ELECTRÓNICOS
Los electrones ocupan niveles energéticos de menor a mayor contenido. Como resultado de interacciones
entre un electrón y el resto de electrones existentes, los orbitales d de un determinado nivel ( n > 2 ) se
completan después del nivel s superior. Algo semejante ocurre con los orbitales f.
Un aspecto esencial en la estabilidad electrónica es la compensación de repulsiones electrónicas por
FORMACIÓN DE ESTRUCTURAS SIMÉTRICAS: en este sentido, los orbitales llenos o semillenos
presentan la mayor simetría. Por esta razón se pueden producir saltos electrónicos internos y la
configuración electrónica de un átomo puede ser ligeramente diferente a la obtenida con el diagrama de
llenado anterior.
• Así la estructura electrónica del átomo de plata (47 e) obtenida mediante el diagrama es 1s2 2s2p6 3s2p6d10
4s2p6d9 5s2. El salto interno de un electrón 5s al orbital 4d incompleto reajusta su configuración: 1s2 2s2p6
3s2p6d10 4s2p6d10 5s1.
• Igualmente, la configuración electrónica del Cr (24 e) resulta 1s2 2s2p6 3s2p6d5 4s1.
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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8. - PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Las estructuras electrónicas explican la forma de la Tabla Periódica, pero ésta fue conformada sobre la base
del estudio de las propiedades de los elementos. La variación periódica de estas propiedades condujo a la
clasificación de los elementos. Por tanto, las propiedades químicas de los elementos están en función de la
estructura atómica del último nivel. Este nivel es conocido como CAPA DE VALENCIA porque es el que
determina el poder de combinación de los elementos entre sí.
El análisis de ciertas propiedades periódicas es importante para la comprensión de las estructuras
moleculares - cristalinas que se estudiarán en el siguiente tema.
RADIO ATÓMICO Y RADIO COVALENTE
El radio de un átomo puede variar en función de las condiciones de su entorno: tipo y número de átomos con
que enlaza, estado físico, etc.
• El RADIO ATÓMICO se refiere al radio del átomo en el elemento en estado sólido.
• El RADIO COVALENTE se refiere al radio que presenta el átomo en moléculas elementales.
La variación periódica del radio (sea atómico o covalente) en general es:
• Dentro del mismo periodo el radio disminuye al aumentar Z ya que la mayor carga nuclear
provoca la contracción de las capas electrónicas. (valores en la tabla al final del tema)
• Dentro de un mismo grupo el radio aumenta con el periodo ya que el número de niveles (capas)
es mayor.
RADIO IÓNICO
Un ión es un átomo cargado eléctricamente. La ionización se puede producir por pérdida de electrones (se
forman CATIONES) o por ganancia de electrones (se forman ANIONES).
• CATIONES: El exceso de carga positiva provoca una contracción en los niveles electrónicos y hace que
el radio catiónico sea menor. En los elementos de transición esto conlleva que los orbitales d del
penúltimo nivel sean menos energéticos que el orbital s del último nivel atómico.
Ag: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10 5s1
Ag+ : 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10
Fe: 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2 Fe2+ : 1s2 2s2p6 3s2p6d6 Fe3+ : 1s2 2s2p6 3s2p6d5
• ANIONES: Loe electrones ganados ocupan el último nivel. La carga nuclear sigue siendo la misma, pero
la repulsión electrónica hace que el radio aniónico sea mayor que el del átomo del que deriva.
El átomo de flúor tiene dos niveles mientras que el átomo de potasio tiene cuatro. Por tanto el radio
atómico del potasio (2,77 A°) es mayor que el radio atómico del flúor (0,57 A°). Sin embargo, el radio del
catión K+ (1,33 A°) es casi igual que el radio iónico del anión F- (1,36 A°).
EN ESPECIES ISOELECTRÓNICAS EL RADIO DISMINUYE AL
AUMENTAR LA CARGA NETA POSITIVA (Y AUMENTA CON LA
CARGA NEGATIVA EN CASO DE ANIONES)
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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ENERGÍA DE IONIZACIÓN
El sistema formado por una carga positiva (núcleo) y una carga negativa (electrón) tiene una energía
potencial eléctrica que se determina por la expresión:
Ep = k
Q⋅q
Ze
=−
r
r
r
2
(cgs)
+
q
Q
Al acercar el electrón al núcleo disminuye el contenido energético del sistema (ojo al signo menos). En
cambio, al alejar el electrón del núcleo aumenta la energía del sistema (la energía potencial asociada al
sistema es cero cuando el electrón está muy alejado del núcleo). Por tanto, para arrancar un electrón del
átomo y formar un ión positivo, será necesario APORTAR (PROCESO ENDOTÉRMICO) una energía igual
al valor absoluto de la diferencia entre el estado inicial (electrón / núcleo) y el estado final (ión).
La energía de ionización (EI) es la energía que debe suministrarse para arrancar un electrón de un átomo
en su estado fundamental (todos los electrones ocupando niveles energéticos mínimos) y gaseoso (un
átomo aislado sin posibles interacciones con otros)
La variación periódica de la energía de ionización (mientras no se diga lo contrario se refiere a la 1ª energía
de ionización: formación del catión +1 a partir del átomo neutro) depende de tres factores:
• De la carga del núcleo (Z): un aumento de Z favorece el aumento de la EI.
• Del radio efectivo del electrón: una disminución de r favorece el aumento de EI.
• De la posible estabilización / desestabilización de la estructura electrónica del catión formado (la
simetría estabiliza). En caso de que el catión tenga estructura más inestable (asimétrica) la EI será
mayor.
Por todo ello:
• Dentro de un periodo la EI aumenta desde los metales alcalinos hacia los gases nobles (debido al
aumento de Z).
• Los gases nobles tienen la mayor EI ya que la formación del catión conduce a una estructura
menos simétrica (s2p5).
• Los elementos alcalinos tienen la EI más baja ya que la formación del catión conduce a una
estructura electrónica muy simétrica (s2p6, es decir configuración de gas noble).
• Dentro de un grupo la EI disminuye al aumentar el periodo (r es mayor). Por dicha razón el
elemento con menor EI es el Fr.
EL CARÁCTER METÁLICO DE UN ELEMENTO ES INVERSO AL VALOR DE EI
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Acercar un electrón a un núcleo supone una disminución de energía, es decir cuando un átomo atrapa un
electrón debe emitir energía (PROCESO EXOTÉRMICO, contrario al proceso de ionización positiva). Sin
embargo el factor estabilizante / desestabilizante de la estructura electrónica formada puede hacer que el
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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proceso neto sea endotérmico: cuando un átomo de gas noble atrapa un electrón y se forma el anión −1 el
sistema pierde simetría y por tanto se desestabiliza, resultando el proceso endotérmico.
Se solía definir la afinidad electrónica como la energía que se desprende cuando un átomo, en estado
fundamental y gaseoso, atrapa un electrón para convertirse en un anión de carga -1. Desde este punto de vista
a los átomos que no desprenden energía al atrapar un electrón se les asignaba afinidad electrónica nula (gases
nobles, elementos alcalinoterreos, etc.).
Es mejor adoptar el criterio termodinámico y definir la afinidad electrónica como la variación energética
que tiene lugar en el proceso en el cual un átomo en estado fundamental y gaseoso atrapa un electrón
para convertirse en un anión -1. En este caso, si se desprende energía la variación energética (productos reactivos) es negativa (PROCESO EXOTÉRMICO) y positiva en caso contrario (PROCESO
ENDOTÉRMICO).
En cuanto a la variación de la AE en procesos exotérmicos es importante destacar:
• Dentro de un periodo la AE aumenta (en valor absoluto) con Z aunque la formación de configuraciones
electrónicas más simétricas puede alterar el valor. Los elementos con mayor afinidad electrónica son los
halógenos ya que al formarse el anión −1 se adopta la configuración electrónica simétrica s2p6.
• Dentro de un grupo la AE aumenta al disminuir r, ya que el electrón cambiaría su posición desde infinito
Q⋅q
Ze2
(cgs) ).
=−
(nivel energía 0) hasta r (con energía E p = k
r
r
El elemento con mayor AE es el Cl (teóricamente debería ser el F, pero los ocho electrones en el nivel 2
tienen mayor repulsión que en el nivel 3)
ELECTRONEGATIVIDAD
Cuando dos átomos enlazan para formar moléculas lo hacen compartiendo electrones para adoptar
estructuras electrónicas más estables. Si el enlace se produce entre átomos que tienen EI y AE diferentes, los
electrones compartidos no estarán en el centro geométrico, sino más desplazados hacia el elemento de mayor
EI y AE.
La electronegatividad es la tendencia de un átomo, enlazado a otro, a atraer los electrones del enlace
(no tiene sentido hablar de electronegatividad de un átomo aislado)
En otras palabras, dentro de un enlace, la densidad electrónica estará desplazada hacía el lado del elemento
más electronegativo. Linus C. Pauling (1901 - 1994) estableció una escala relativa de electronegatividad
asignando el valor 4 al elemento más electronegativo: el flúor.
Un orden clásico de electronegatividad es F > O > Cl , N > Br > I , S > C , H > P, As > metales
La electronegatividad de un átomo en un compuesto puede variar por la presencia en el mismo de otros elementos electronegativos:
EFECTO INDUCTIVO. Así en los compuestos Na−O−H y Cl−O−H, la electronegatividad del átomo de oxígeno en su enlace con el
hidrógeno es mayor en el segundo caso (por la presencia del Cl, más electronegativo que el Na). ESTE HECHO SERÁ
FUNDAMENTAL PARA DISTINGUIR HIDRÓXIDOS / OXACIDOS
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN
El poder de combinación de unos elementos con otros (es decir el número de átomos que enlazan para formar
las sustancias), sirvió a Mendelejew para hacer una primera clasificación de los elementos. Este poder de
combinación se conoce como VALENCIA.
La valencia cero de los gases nobles indica que su configuración electrónica es muy estable. Cualquier otro
elemento tiene una configuración electrónica diferente y menos estable. Por ello TODOS LOS
ELEMENTOS TIENDEN A ADOPTAR CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS SIMÉTRICAS
(GAS NOBLE).
La configuración electrónica de un átomo puede variar al interaccionar con otro átomo (lógicamente sólo
interaccionan los electrones del último nivel, es decir, los electrones de la capa de valencia). La
estabilización puede efectuarse de diferentes maneras:
• Ganando electrones (que otros perderán) para formar ANIONES.
• Cediendo electrones a otros átomos para formar CATIONES.
• Compartiendo pares de electrones con otros átomos (se pueden compartir de varias maneras,
como se verá en el próximo tema).
LA VALENCIA DE UN ÁTOMO ES EL NÚMERO DE ELECTRONES QUE CEDE, CAPTA O
COMPARTE PARA ESTABILIZARSE FORMANDO COMPUESTOS
Todos estos procesos implican intercambios energéticos. Pero si el estado final tiene un contenido menor que
el estado inicial, el sistema evolucionará hacia el de menor energía (aunque habrá que tener en cuenta otro
factor importante que se estudiará más adelante). Si el sistema de dos átomos a corta distancia (enlazados)
tiene menor energía que el sistema de los dos átomos muy separados, los dos átomos formarán un ENLACE
QUÍMICO.
Cuando se forma un enlace los electrones implicados no quedan necesariamente en el centro del enlace: si la
electronegatividad de los dos átomos enlazados es diferente, la densidad electrónica negativa estará
desplazada hacia el lado del más electronegativo. Para señalar este hecho se utiliza el NÚMERO DE
OXIDACIÓN: el número de electrones que enlazan (como la valencia) pero con signo menos para el más
electronegativo y con signo más para el menos electronegativo.
Cuando la diferencia de electronegatividad es muy grande (en la práctica mayor que 2) la densidad de carga
del enlace está tan desplazada que se habla de electrones cedidos, formándose los iones correspondientes.
9.- EJERCICIOS Y CUESTIONES PROPUESTAS
SOBRE MODELOS ATÓMICOS
☺ 2.1.- De las siguientes proposiciones, sobre el modelo atómico de Bohr, indica razonadamente su falsedad o
certeza:
a) Las órbitas del electrón son circunferencias y pueden tener cualquier radio.
b) El electrón sólo puede describir determinadas órbitas estacionarias.
c) Cuando un electrón pasa de una órbita a otra emite o absorbe energía.
d) La energía del electrón en una órbita depende exclusivamente del número cuántico principal n.
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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Señala las diferencias fundamentales entre el modelo atómico de Bohr y el modelo cuántico - ondulatorio actual.
Diferencia entre órbita y orbital.
☺ 2.2.- La energía de los niveles electrónicos en el átomo de hidrógeno viene dada por:
En = -2,18 . 10-18/n2 (en Julios)
Si el electrón de un átomo de hidrógeno pasa del nivel n=3 al nivel n=1, ¿se producirá absorción o
desprendimiento de energía?. Calcula el valor de esa energía. Si esa transmisión se produjera simultáneamente
en un mol de átomos, ¿cuánto valdría la energía total involucrada?.
SOBRE CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y PROPIEDADES PERIÓDICAS
☺ 2.3.- Define el principio de exclusión de Pauli y comenta la posible importancia del mismo.
☺ 2.4.- Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos o iones:
Cu (Z = 29)
Cl- (Z = 17)
Fe2+ (Z = 26)
☺ 2.5.- Dados los elementos de números atómicos 17, 20 y 55, escribir para cada uno:
a) Configuración electrónica.
b) Símbolo.
c) Ión más estable y su configuración electrónica.
☺ 2.6.- Considera la configuración electrónica siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2.
a) ¿A qué elemento corresponde?.
b) ¿Cuál es su situación en el sistema periódico?.
c) Indica los valores de los números cuánticos del último electrón que entra a formar parte de su
configuración electrónica.
d) Nombre de dos elementos cuyas propiedades sean semejantes a éste. Razónalo.
☺ 2.7.- Explica las características de la T.P. en términos de la configuración electrónica. ¿Qué entiendes por
"propiedades periódicas"?. Elige dos propiedades periódicas, defínelas y explica su variación a lo largo de un
grupo y de un período de la T.P.
☺ 2.8.- Explica de forma razonada:
a) Por qué el tercer período del sistema periódico sólo tiene ocho electrones, mientras que el cuarto
período tiene dieciocho electrones.
b) La diferencia entre los elementos metálicos y no metálicos, con respecto a:
b.1 Número electrones en la última capa.
b.2 Energías de ionización.
b.3 Afinidades electrónicas.
b.4 Electronegatividades.
☺ 2.9.- Si las configuraciones electrónicas de los elementos A, B, C, D y E son:
A: 1s2 2s2 2p3
B: 1s2 2s2 2p5
C: 1s2 2s2 2p6
2
2
6
1
2
2
6
2
D: 1s 2s 2p 3s
E: 1s 2s 2p 3s
Indica razonadamente:
a) ¿de qué elementos se trata?.
b) ¿cuál será el más electronegativo?.
c) ¿cuál será el que presente mayor carácter metálico?.
d) ¿quién tendrá mayor afinidad electrónica?.
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e) ¿quién tendrá mayor energía de ionización?.
☺ 2.10.- Identifica las siguientes configuraciones electrónicas con los correspondientes elementos:
a) 1s2 2s2 2p3 b) 1s2 2s2 2p2 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 d) 1s2 2s2 2p4
Razona los estados de oxidación más estables de dichos elementos.
☺ 2.11.- ¿Qué tienen en común en su estructura las especies químicas Ar, Cl−, K+ y Ca2+?. Justifica su
ordenación de menor a mayor radio.
☺ 2.12.- Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos e iones siguientes:
a) Cl y Cl−
b) Fe y Fe3+
c) Ga y Ga3+
Indica para cada par, el átomo o ión de mayor tamaño. Justifica brevemente las respuestas.
N.A. Cl = 17; Fe = 26; Ga = 31
☺ 2.13.-a) ordena razonadamente los elementos Ar, Na y Cl según el orden creciente de sus energías de
ionización.
b) si se prepara una mezcla de los tres elementos, ¿qué reacciones se darán?.
☺ 2.14.- Para los elementos de números atómicos 19, 20, 3 y 35:
a) Escribe las configuraciones electrónicas.
b) Define la energía de ionización y compara la de los elementos 3 y 19.
c) Define electronegatividad y compara la de los elementos 20 y 35.
d) Compara el radio atómico de los elementos 3 y 19.
☺ 2.15.- Responde a los siguientes apartados razonando las respuestas:
a) Indica cómo varía el radio atómico de los elementos en el sistema periódico.
b) Ordena los elementos flúor (Z=9), cloro (Z=17), berilio (Z=4), sodio (Z=11) y oxígeno (Z=8) en
orden creciente de electronegatividad.
☺ 2.16.- Escribe las configuraciones electrónicas y los símbolos de A (Z=17) y B(Z=26). ¿Podrían estos
elementos formar sales entre sí?. ¿Cuáles?. ¿Cuál sería la configuración electrónica de los iones de las sales?.
☺ 2.17.- Dos elementos presentan las siguientes configuraciones electrónicas:
B: 1s2 2s2 2p6 3s1
A: 1s2 2s2 2p6
a)Comenta la siguiente frase relacionada con el concepto de energía de ionización: "Los átomos se
encuentran en estado fundamental y gaseoso".
b) Los valores de las energías de ionización para estos elementos son 496 y 2080 kJ/mol, ¿cuál es el
valor asociado a cada uno de los elementos?.
c) ¿Por qué el radio atómico y la energía de ionización presentan tendencias periódicas opuestas?.
d) ¿Por qué la segunda energía de ionización es mayor que la primera energía de ionización con
independencia del elemento que se considere?.
☺ 2.18.- Dados los elementos A, B, C y D de números atómicos 9, 11, 17 y 20 respectivamente:
a) Escribe la configuración electrónica de los mismos.
b) Razona la posibilidad de formación de los compuestos A-A y C-D ¿qué estequiometría presentarían?.
☺ 2.19.- Escribe los elementos del 2º período y los del 7º grupo (halógenos). Justifica cómo varía en ellos el
radio atómico y la electronegatividad.
☺ 2.20.- Los números atómicos de los elementos A, B y C son respectivamente: Z, Z+1 y Z+2. Se sabe que el
elemento B es un gas noble que se encuentra en el tercer período.
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a) ¿en qué grupo de la T.P. se encuentran los elementos A y C?. ¿Qué configuraciones electrónicas
presentan en su capa de valencia estos elementos?.
b) ¿pueden formar algún compuesto los elementos A y C?. ¿Qué tipo de enlace presenta?.
c) comenta la siguiente frase:
"los átomos del elemento B son isoelectrónicos con los átomos del elemento A".
☺ 2.21.- Explica por qué el O presenta un valor de su primera energía de ionización menor que el N.
☺ 2.22.- Sabiendo que el primer y el segundo potencial de ionización para el átomo de litio son respectivamente
520 y 7300 kJ/mol:
a) Justifica brevemente la gran diferencia existente entre ambos valores energéticos.
b) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la primera especie iónica?.
c) ¿Cómo varía el potencial de ionización para los elementos del mismo grupo?.
☺ 2.23. Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos e iones siguientes, indicando para cada par el
átomo o ión de mayor tamaño:
a) S y S2-.
b) Zn y Zn2+.
c) Al y Al3+.
Justifica brevemente las respuestas.
Números atómicos: Al = 13; S = 16; Zn = 30
☺ 2.24.- a) Escribe las configuraciones electrónicas del Mg y del Al.
b) Basándote en las mismas, justifica si es de esperar la existencia de los iones Mg3+ o Al3+ en algún
compuesto sencillo.
Números atómicos: Mg = 12; Al = 13
☺ 2.25.- a) Indica la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números atómicos
son, respectivamente, 12, 15 y 17.
b) Comenta la naturaleza de los enlaces de los compuestos obtenidos al combinarse los elementos de la
forma siguiente: A con C y B con C.
c) Indica la fórmula de los compuestos formados. Razona la respuesta.
10.- SELECTIVIDAD QUÍMICA LOGSE Y AUTOEVALUACIÓN
2.26 a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos X (Z = 19) e Y (Z = 17)
b) Justifica el tipo de enlace que se formará cuando se combinen X – Y ó Y – Y. (Jun.98-A)
2.27 Dados los elementos A, B y C, de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente:
a) Escribe la estructura electrónica de esos elementos.
b) Determina el grupo y el periodo a los que pertenecen.
c) Ordénalos en orden creciente de su electronegatividad.
(Sep.98-A)
2.28 En la tabla siguiente se dan las energías de ionización (kJ/mol) de los primeros elementos alcalinos
Li
Na
1ª E.I.
521
492
2ª E.I.
7294
4564
3ª E.I.
11819
6937
4ª E.I.
---9561
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K
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415
3068
Explica:
a) ¿Por qué disminuye la 1ª E.I. del Li al K?.
b) ¿Por qué no hay valor para la 4ª E.I. del Li?.
c) ¿Por qué aumenta de la 1ª E.I. a la 4ª E.I.?.
2.29
4448
5895
(Jun.1999-B)
a) Escribe la configuración electrónica de los iones Cl- (Z = 17) y K+ (Z = 19).
b) Razona cuál de los dos iones tendrá mayor radio.
c) Razona cual de los dos elementos neutros tendrá mayor energía de ionización. (Sep 1999-A)
2.30 Las configuraciones electrónicas
A = 1s2 2s2p6 3s2
B = 1s2 2s2p6 3s2p1
C = 1s2 2s2p6 3s2p5
corresponden a átomos neutros. Indica las fórmulas y justifica el tipo predominante de enlace de los
posibles compuestos que pueden formarse cuando se combinan las siguientes parejas:
a) A y C
b) B y C
c) C y C
(Sep 1999-B)
2.31 Los números atómicos de los elementos P y Mn son 15 y 25, respectivamente.
a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Indica los números cuánticos que correspondan a los electrones situados, en cada caso, en los
orbitales más externos.
(Jun 2000-B)
2.32 Responde a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál fue la clave que condujo a Mendelejew y a Meyer a la clasificación de los elementos?.
b) Explica la naturaleza de los rayos catódicos.
c) ¿Cómo surge el concepto de número atómico por primera vez?. ¿Cuándo se le asocia con el
número de cargas positivas del núcleo?.
d) Explica la diferencia entre 12C y 14C (Z = 6). Señala el número de partículas subatómicas en
cada una de las especies anteriores.
e) Enuncia el postulado de Bohr que supone la incorporación de la Física Cuántica a los modelos
atómicos. ¿De que depende el valor del radio?.
f) ¿Por qué se introduce el numero cuántico azimutal?. ¿Qué valores puede tomar?.
g) ¿Qué aspectos del modelo atómico de Bohr - Sommerfeld no se admiten actualmente?. ¿Qué
aspectos siguen siendo válidos?.
h) Explica la diferencia entre la órbita de Bohr - Sommerfeld y el orbital de la mecánica ondulatoria.
i) ¿Cómo se justifica el 2º postulado de Bohr bajo la mecánica ondulatoria?.
j) Define la energía de ionización y explica de qué factores depende.
k) Un átomo, en estado fundamental y gaseoso, atrapa un electrón. ¿En qué se convierte?. ¿Cómo es
el proceso, endotérmico o exotérmico?. ¿Y si atrapa un segundo electrón?.
2.33 Escribe los elementos del 2º período y los del 7º grupo (halógenos). Justifica cómo varía en ellos el radio
atómico y la electronegatividad.
2.34 a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos correspondientes a los elementos Ca, F, S y
Li.
b) ¿Cuáles son los iones más estables de los mismos?. Ordénalos en orden creciente de radio atómico
y de radio iónico.
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2.35 Determina la longitud de onda correspondiente a la transición de un electrón del nivel 3 al nivel 1 en
el átomo de hidrógeno.
DATOS: h = 6,6252 . 10-27 erg.s e- = 1,602 . 10-19 C Ei = -13,64 . Z2 / n2 (eV)
2.36 Escribe las configuraciones electrónicas de las siguientes especies:
Mg
ClS
Fe3+ (Z = 26) Al
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VALORES DE ALGUNAS PROPIEDADES PERIÓDICAS:
1
2
3
4
5
6
7
1
H
0,79
0,32
14,4
13,6
-74,5
2,20
Li
2,05
1,23
13,1
5,4
-59,8
0,98
Na
2,23
1,54
23,7
5,1
-52,2
0,93
K
2,77
2,03
45,5
4,3
-45,4
0,82
Rb
2,98
2,16
55,9
4,2
-37,6
0,82
Cs
3,34
2,35
71,1
3,9
-36,7
0,79
Fr
?
?
?
?
?
0,7
2
Be
1,40
0,90
5,0
9,3
-36,7
1,57
Mg
1,72
1,36
14,0
7,6
21,2
1,31
Ca
2,23
1,74
29,9
6,1
186
1,00
Sr
2,45
1,91
33,7
5,7
145
0,95
Ba
2,78
1,98
39,2
5,2
46,4
0,89
Ra
?
?
45,2
5,2
?
0,9
3
Sc
2,09
1,44
15,0
6,5
70,5
1,36
Y
2,27
11,62
19,8
6,4
38,6
1,22
La*
2,74
1,69
20,7
5,6
-53,1
1,10
Ac**
?
?
22,5
5,2
4
Ti
2,00
1,32
10,6
6,8
1,93
1,54
Zr
2,16
1,45
14,1
6,8
-43,5
1,33
Hf
2,16
1,44
13,6
6,6
60,8
1,3
5
V
1,92
1,22
8,8
6,7
-60,8
1,63
Nb
2,08
1,34
10,9
6,9
-109
1,6
Ta
2,09
1,34
10,9
7,9
-14,4
1,5
6
Cr
1,85
1,18
7,2
6,8
-93,5
1,66
Mo
2,01
1,30
9,4
7,1
-114
2,16
W
2,02
1,30
9,5
8,0
-119
2,36
7
Mn
1,79
1,17
7,2
7,4
93,5
1,55
Tc
1,95
1,27
8,5
7,3
-95,5
1,9
Re
1,97
1,28
8,8
7,8
-36,7
1,9
8
Fe
1,72
1,17
7,1
7,9
-44,5
1,83
Ru
1,89
1,25
8,3
7,4
-145
2,2
Os
1,92
1,26
8,5
8,7
-139
2,2
9
Co
1,67
1,16
6,7
7,9
-102
1,88
Rh
1,83
1,25
8,3
7,5
-162
2,28
Ir
1,87
1,27
8,5
9,1
-190
2,20
10
Ni
1,62
1,15
6,6
7,6
-156
1,91
Pd
1,79
1,28
8,9
8,3
-98,5
2,20
Pt
1,83
1,30
9,1
9,0
-247
2,28
11
Cu
1,57
1,17
7,1
7,7
-173
1,90
Ag
1,75
1,34
9,2
7,6
-193
1,93
Au
1,79
1,34
10,2
9,2
-270
2,54
12
13
14
15
16
17
Zn
1,53
1,25
9,2
9,4
-8,7
1,65
Cd
1,71
1,48
13,1
9,0
26,1
1,69
Hg
1,76
1,49
14,8
10,4
18,6
2,00
B
1,17
0,82
4,6
8,3
-17,3
2,04
Al
1,82
1,18
10,0
6,0
-19,3
1,61
Ga
1,81
1,26
11,8
6,0
-35,3
1,81
In
2,00
1,44
15,7
5,8
-19,3
1,78
Tl
2,08
1,48
17,2
6,1
-30,4
2,04
C
0,91
0,77
4,58
11,3
-122
2,55
Si
1,46
1,11
12,1
8,2
-131
1,90
Ge
1,52
1,22
13,6
7,9
-139
2,01
Sn
1,72
1,41
16,3
7,3
-99,5
1,96
Pb
1,81
1,47
18,2
7,4
-99,5
2,33
N
0,75
0,75
17,3
14,5
20,1
3,04
P
1,23
1,06
17,0
10,5
-68,5
2,19
As
1,33
1,20
13,1
9,8
-103
2,18
Sb
1,53
1,40
18,2
8,6
-90,5
2,05
Bi
1,63
1,46
21,3
7,3
-91,5
2,02
O
0,65
0,73
14,0
13,6
-141
3,44
S
1,09
1,02
15,5
10,4
-197
2,58
Se
1,22
1,16
16,5
9,8
-203
2,55
Te
1,42
1,36
20,5
9,0
-189
2,1
Po
1,53
1,46
22,2
8,4
-127
2,0
F
0,57
0,72
17,1
17,4
-337
3,98
Cl
0,97
0,99
22,7
13,0
-349
3,16
Br
1,12
1,14
23,5
11,8
-324
2,96
I
1,32
1,33
25,7
10,5
-295
2,66
At
1,43
1,45
?
9,5
-270
2,2
18
He
0,49
0,93
?
24,6
21,2
Ne
0,51
0,71
16,7
21,6
28,9
Ar
0,88
0,98
28,5
15,8
35,7
Kr
1,03
1,12
38,9
14,0
40,5
Xe
1,24
1,31
37,3
12,1
43,5
Rn
1,34
?
50,5
10,8
-
1,1
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
PRIMER VALOR: *
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
RADIO ATÓMICO **
EN Ao
SEGUNDO VALOR : RADIO COVALENTE EN Ao
TERCER VALOR: VOLUMEN MOLAR MEYER EN cc/mol
CUARTO VALOR: 1ª ENERGÍA DE IONIZACIÓN EN eV
QUINTO VALOR: AFINIDAD ELECTRÓNICA EN kJ/mol
SEXTO VALOR: ELECTRONEGATIVIDAD (VALORES RELATIVOS)
Tb
Bk
Dy
Cf
Ho
Es
Er
Fm
Tm
Md
Yb
No
Lu
Lw
TEMA 2: CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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