manual-resumen: estructura atómica. cuántica

COLEGIO Mª INMACULADA. CARCAIXENT.
ESTRUCTURA ATÓMICA. CUÁNTICA 1.
MANUAL-RESUMEN: ESTRUCTURA ATÓMICA.
CUÁNTICA
ÍTEMS.
1. Estructura del átomo. Magnitudes Atómicas.
2. Dualidad onda-corpúsculo de la luz. El origen de la teoría cuántica.
2.1 Espectro.
2.2 Espectro Electromagnético.
2.3 Hipótesis de Planck.
2.4 Efecto fotoeléctrico.
2.5 Dualidad por Louis De Broglie.
2.6 Principio de Incertidumbre.
3. Modelos atómicos.
3.1 Modelo de Bohr: Postulados, nº cuántico principal. Modificaciones de Sommerfeld, nº
cuántico secundario.
3.2 Modelo mecánico-cuántico: Orbital, números cuánticos y reglas de distribución (Pauli,
Moeller y Hund).
4. Tabla Periódica.
4.1 Clasificación: grupo y período.
4.2 Propiedades periódicas: Radio atómico (radio iónico), Energía o potencial de
ionización, Afinidad electrónica, Electronegatividad, Valencia iónica, Carácter
metálico, Carácter oxidante y reductor.
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1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. MAGNITUDES ATÓMICAS.
Las partículas fundamentales del átomo son los electrones, los protones y los neutrones.
La ESTRUCTURA ATÓMICA atiende a la siguiente distribución (concepción clásica basada en
órbitas):
 Corteza → Electrones

Átomo 
 Protones
 Núcleo (nucleones)  Neutrones


Los ELECTRONES de un átomo se distribuyen por la parte más externa de éste (orbital):
• Tienen carga eléctrica negativa igual en magnitud al protón.
• Tiene masa despreciable frente al protón y neutrón.
• Es igual al número de protones en un átomo neutro.
El núcleo atómico está constituido por PROTONES y NEUTRONES, llamados NUCLEONES.
Los PROTONES de un átomo se localizan en el núcleo:
• Tienen carga positiva igual en magnitud al electrón.
• Su masa es 1840 veces la masa del electrón.
• El número de protones se indica con Z = NÚMERO ATÓMICO. En un átomo neutro, Z
nos da, también, el número de e–.
Los NEUTRONES, N, de un átomo se localizan en el núcleo:
• No tienen carga eléctrica.
• Su masa es ligeramente superior al protón. Por lo que la masa de un átomo se localiza
en el núcleo.
• Son los responsables de los ISÓTOPOS = átomos de un mismo elemento con diferente
masa atómica, por tanto diferente número de neutrones.
El NÚMERO MÁSICO =A, es la suma de protones y neutrones. A = Z + N.
Un átomo, de un elemento cualquiera X se representa como:
A
X
Z
#+
#−
Un ión, de un elemento cualquiera X se representa, el catión como: X
y el anión como: X ,
donde #= número de electrones cedidos (catión = cargado positivamente) o captados (anión = cargado
negativamente)
Ejercicios 5, 8 y 9 pág 235. Prob 34 pág 251
EJEMPLO.
Determina la masa atómica del elemento
siguientes isótopos:
X
cuya existencia en la naturaleza está dada por los
120
X → 30%
117
X → 25%
123
X → 45%
Método resolutivo, ponderamos la masa del elemento:
30·120 + 25·117 + 45·123
Ar(X ) =
= 120'6 u.m.a.
100
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2. DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO DE LA LUZ. EL ORIGEN DE LA TEORÍA
CUÁNTICA.
RADIACIÓN, es la energía emitida que viaja a la velocidad de la luz en forma de onda.
2.1. ESPECTROS
El ESPECTRO de una radiación LUMINOSA es la descomposición de ésta en las diversas radiaciones
simples que la integran.
• Cada elemento tiene su propio espectro de emisión. Es la huella ‘dactilar’ del elemento.
• Tipos:

 Continuo
 Emisión 

 Discreto o discontinuo.
Espectro 
 Absorción  Continuo


 Discreto o discontinuo.

ESPECTRO DE
EMISIÓN CONTINUO
ESPECTRO DE
EMISIÓN DISCRETO
ESPECTRO CONTINUO ESPECTRO DISCRETO
DE ABSORCIÓN
DE ABSORCIÓN
SÓLIDO
La luz blanca al ser
Cada elemento tiene su
descompuesta nos
espectro característico
da el espectro de
de rayas.
color.
El amarillo de una luz que ha
atravesado un cristal amarillo
es absorbido, apareciendo su
lugar en el espectro en negro.
GAS
Una luz ha atravesado un
gas, el cual ha absorbido la
radiación que es capaz de
emitir (el naranja).

Lente monocromática (sólido) → E.C.A.
 Luz → Dispersor (Prisma) → E.E.C. → 
Emisión de Radiación 
Gas → E.D.A.
Gas → Dispersor (Prisma) → E.E.D.

2.2. ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.
• Todas las ondas del espectro electromagnético poseen la misma velocidad, c = 3·108
m/s
• Siendo la expresión de la velocidad:
c=
λ
= λ · ν = 3 ·10 8 m/s
T
donde: λ = longitud de onda (en metros) y ν = frecuencia (en Hz, ciclos/s o s-1).
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• Espectro:
+
Energía, ν
+
λ
λ(m)
Rayos
Gamma
Rayos X
Ultravioleta
Visible
Infrarrojo
Microondas
Radio
γ
X
UV
---
IR
µW
AM
pm
nm
µm
m
mm
km
2.3. HIPÓTESIS DE PLANCK.
• Max Plank niega la explicación del espectro electromagnético empleando la teoría
clásica, por lo que: ‘La radiación es una corriente de fotones individuales cuya energía
depende de la frecuencia’.
Un FOTÓN es la unidad de radiación electromagnética con una longitud de onda y una frecuencia
determinadas, que posee una cierta cantidad de energía llamada CUANTO DE ENERGÍA.
• A cada fotón le corresponde una cierta cantidad de energía.
• La hipótesis de Planck se expresa:
E = h·ν
Siendo E = energía de un fotón, h = cte universal de Planck = 6’63·10-34 J·s, ν = frecuencia
de la radiación.
• Relación Julio con el eV (electrón voltio):
Ep
1e V=
→ Ep = V·q ⇒ 1 julio = 1 voltio · 1 culombio = 1voltio·1C·
q
1'602·10 −19 C
1 J = 6'242·1018 eV
1eV = 1'602·10 -19 J
• Consecuencias de la hipótesis:
1. La energía radiante se propaga en cuantos (paquetes) de energía.
2. No son admisibles las fracciones de cuantos. Son enteros.
Prob 44 pág 251. Y Prob. 1, 2 y 3 de estos apuntes.
EJEMPLO.
Calcula la energía de un fotón cuya frecuencia es ν = 4·1014 s-1.
Método resolutivo:
E = h·ν = 6'63·10 −34 ⋅ 4·1014 = 2'652 -19 J
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2.4. EFECTO FOTOELÉCTRICO.
• La luz incidente, radiación o fotón sobre una placa metálica se convierte en energía
eléctrica debido al flujo de e– liberados del metal. Hay una conversión de energía
luminosa en eléctrica.
• Es un choque fotón-electrón. Si el fotón tiene energía suficiente libera al e– del metal.
El EFECTO FOTOELÉCTRICO es la emisión de electrones que experimentan algunos metales al ser
sometidos a la acción de luz incidente.
• Explicación cuántica del efecto fotoeléctrico:
FRECUENCIA UMBRAL, νo , es la mínima o umbral, para que se dé el efecto fotoeléctrico.
• Explicación matemática del efecto según Einstein:
E = WExtracción + Ec
donde:

 E = h·ν = Energía incidente del fotón a frecuencia, ν

 WExtracción = h·ν o = Trabajo de extracción del e , característico del metal, ν o

Ec = 1 ·m·v 2 = Energía cinética del e - liberado.

2
Así:
Ec = hν - hν o = h·(ν - ν o )
• Casos, en función de ν, empleando la expresión de Einstein:
 Ec = 0
1. Si ν < νo → No hay efecto 
 WExtr = 0
 Ec = 0
2. Si ν = νo → Sólo hay extracción 
 WExtr = h·ν o
3. Si ν > νo → Se extrae el electrón y adquiere energía cinética → Ec = h·(ν - ν o )
Prob 45 y 46 pág 251. Ejemplo B pág 250 y prob. 30 y 31. Prob. 4, 5 y 6 de estos apuntes.
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2.5. DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO.
• Criterios:
1. Si la luz son corpúsculos, éstos poseen masa y por tanto cantidad de movimiento,
cuya expresión es: p = m·v.
Según Einstein la energía será: E = m·c2.
2. Si la luz es una onda, posee una frecuencia ν y una longitud de onda λ.
Según Planck la energía será: E = h·ν.
• Igualando, obtendremos λ = fon(p), es decir la onda en función del corpúsculo,
veámoslo:

E = m·c 2 = p·c 
 →
c
h


E = h·ν
⇒ λ=
 → p·c = h·
p
λ

c
ν=

λ

• Para cualquier partícula de masa m con velocidad v, tenemos:
λ=
h
h
=
m·v p
• Esta es la hipótesis fundamental de De Broglie, según la cual:
‘La longitud de onda asociada a una partícula móvil es directamente proporcional a la
constante de Planck e inversamente proporcional a la cantidad de movimiento de la
partícula’.
Prob. 7 y 8 de estos apuntes.
EJEMPLO.
Halla la longitud de onda de una partícula de 10–3 kg de masa, que se mueve con una velocidad de 106
m/s.
Método resolutivo:
h
Según la hipótesis de De Broglie: λ =
m·v
Entonces:
h
6'63·10-34 J·s
λ=
= -3
= 6'63·10-37 m
6
m·v 10 kg·10 m / s
2.6. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE.
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE: No es posible conocer simultáneamente y con precisión la posición x
de una partícula atómica y su cantidad de movimiento p (velocidad). El producto de los errores cometidos al
determinar simultáneamente ambas variables siempre es mayor que la constate universal de Planck.
3. MODELOS ATÓMICOS
3.1. MODELO
DE BOHR: POSTULADOS, Nº CUÁNTICO PRINCIPAL.
MODIFICACIONES DE SOMMERFELD, Nº CUÁNTICO SECUNDARIO
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• ORBITA, es la trayectoria circular descrita por el electrón caracterizada por el número
cuántico principal, n, y con una energía propia.
• Las conclusiones de los postulados son:
1. Las posibles capas o niveles electrónico correspondientes a n=1, 2, 3... son
respectivamente K, L, M, N O, P, Q, etc.
2. El número máximo de electrones contenido en cada capa es: 2n2.
• Ampliación del modelo de Bohr → Las modificaciones de Sommerfeld, que dice:
‘Cada nivel de energía, capa u órbita circular tiene subniveles de energía, u órbitas
elípticas’.
• Se introduce el número cuántico secundario o azimutal, l.
• Los posibles valores de los subniveles son l = 0, 1, ..., (n–1). Los cuales se identifican
con las respectivas letras: s, p, d, f, g,...
3.2. MODELO MECÁNICO-CUÁNTICO: ORBITAL, NÚMEROS CUÁNTICOS Y
REGLAS DE DISTRIBUCIÓN (PAULI Y HUND)
• El nivel de energía es n, el número máximo de electrones por nivel es 2n2, el número total
de orbítales es n2.
• Dejamos atrás la orbita para pasar a orbital definido como aquella región del espacio
caracterizada por una energía, donde la probabilidad de encontrar un e– es superior al 99%.
Capa
1 s2
2 s2
3 s2
4 s2
5 s2
6 s2
p6
p6 d10
p6 d10
p6 d10
Números cuánticos (n, l, ml, ms):
1. Número cuántico principal, n, nos da el nivel de energía o capa.
2. Número cuántico secundario (o del momento angular), l, nos da el subnivel de
energía y la forma del orbital. Puede tomar los valores: 0, 1, 2 ..., (n – 1)
3. Número cuántico magnético, ml , describe la orientación del orbital en el espacio.
Toma los valores desde + l hasta – l , incluido el 0. ( – l, ..., 0, ..., l ).
4. Número cuántico del spin, nos da el sentido de rotación del electrón. Sus valores son
+1/2, –1/2.
• Reglas de distribución para considerar en la configuración electrónica:
1. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. En un mismo átomo no puede haber dos
electrones con sus cuatro números cuánticos iguales.
En un orbital sólo puede haber dos e– con spines antiparalelos.
2. DIAGRAMA DE MOELLER. Los e– van llenando los orbitales de menor energía,
según el orden:
Según Moeller el orden de menor a mayor Energía es:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f....
14
Según esto el último orbital de llenado es el f de la capa 5, y el átomo tiene 7 capas y
f
14
ésta última sólo emplea el orbital s.
f
3. REGLA DEL HUND. Los electrones van llenando los niveles inferiores de energía
de forma desapareada. Esto supone una hibridación de electrones.
ESTADO FUNDAMENTAL. Es el de mínima energía y máximo desapareamiento posible (máxima
hibridación). Para aparearse los e– de un átomo, éste necesita energía.
CAPA DE VALENCIA. Es la CAPA que contiene los orbitales donde se da la hibridación. Es la capa
donde está el último orbital de llenado, según el diagrama de Moeller.
Ejemplos de estos apuntes. Prob 9, 10 y 11 de estos apuntes.
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EJEMPLO.
Dado el siguiente elemento químico 199 X , determina:
a. La estructura atómica.
b. Su configuración electrónica, dando la distribución por energías y por capas. Indica grupo y período.
c. Di los electrones desapareados, además de la valencia covalente de los No Metales.
d. Escribe los cuatro números cuánticos de un electrón de la última capa y orbital p.
Método resolutivo:
 Corteza → Electrones = 9e 
Átomo neutro Z = 9
 Protones = 9p +
Núcleo
(nucleones
)


 Neutrones = A - Z = 19 − 9 = 10

Elemento X⇒Z=9 → 1s2 2s2 2p5
Capa
2
1 s
2 s2
3 s2
4 s2
5 s2
6 s2
p6
p6 d10
p6 d10 f14
p6 d10 f14
(
)
Detallada ⇒ 1s 2 2s 2 2p 2x 2p2y 2p1z , gráficamente la última capa es
(
2
2
1
2S2 2 p x p y p z
)
Hay un electrón desapareado en el orbital p, Valencia covalente =1.
Representación energética, nº de electrones es 9. Es
copiar la distribución ,según Moeller, porque es la
distribución de los e– en los orbitales de menor a
mayor energía:
1s2 2s2 2p5
Representación por capas. Es ordenarlo en capas:
1s2
K
2(s2 p5 )
L
CAPAS
ENERGÍA
Tiene dos capas, por tanto, el número cuántico principal n=2.
Si n=2, el número cuántico secundario (orbital :s, p, d ,...) l=0, 1, ..., n–1 = 0, 1.
Donde l=0 corresponde al orbital s y l=1 corresponde al orbital p.
Si l=1 (orbital p). La orientación viene dada por ml= –l, ..., 0, ..., +l= –1, 0, 1 (px,
py, pz)
Tomamos el spin paralelo o antiparalelo.
1 s2
2 s2
3 s2
4 s2
5 s2
6 s2
Método resolutivo:
ENERGÍA
(2, 1, #, #)
(2, 1, 1, #)
(2, 1, 1, ½ )
Capa
EJEMPLO.
Haz la configuración electrónica del arsénico, 33 As , según:
a) Representación energética.
b) Representación por capas.
c) Reflejando los números cuánticos para cada electrón.
a) Representación energética, nº de electrones es
33. Es copiar la distribución, según Moeller,
porque es la distribución de los e– en los
orbitales de menor a mayor energía:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
(2, #, #, #)
p6
p6 d10
p6 d10 f14
p6 d10 f14
b) Representación por capas. Es ordenarlo en
capas:
1s2
K
2(s2 p6 )
L
3(s2 p6 d10 )
M
4(s2 p3)
N
CAPAS
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c) Los números cuánticos para cada orbital y para cada electrón. La tabla está hecha según la energía de los
orbitales, se podría hacer según las capas:
Nos cuánticos de cada e– en su orbital
(n, l, ml , ms )
ms = ±½
ORIENTACIÓN (ml)
N cuánticos del Orbital (n, l, ml )
ml = – l , ..., 0, ..., + l
SUBCAPA
u ORBITAL (l)
l = 0, ..., n – 1
CAPA (n)
os
( 1, 0, 0, –½ )
( 1, 0, 0, +½ )
l = 0 (s)
n = 1 (K)
( 1, 0, 0 )
l = 0 (s)
( 2, 0, 0, –½ )
( 2, 0, 0, +½ )
( 2, 0, 0 )
n = 2 (L)
( 2, 1, –1, –½ )
( 2, 1, –1, +½ )
( 2, 1, 0, –½ )
( 2, 1, 0, +½ )
( 2, 1, 1, –½ )
( 2, 1, 1, +½ )
l = 1 (p)
( 2, 1, –1 )
( 2, 1, 0 )
( 2, 1, 1 )
( 3, 0, 0, –½ )
( 3, 0, 0, +½ )
l = 0 (s)
( 3, 0, 0 )
n = 3 (M)
( 3, 1, –1, –½ )
( 3, 1, –1, +½ )
( 3, 1, 0, –½ )
( 3, 1, 0, +½ )
( 3, 1, 1, –½ )
( 3, 1, 1, +½ )
l = 1 (p)
( 3, 1, –1 )
( 3, 1, 0 )
( 3, 1, 1 )
( 4, 0, 0, –½ )
( 4, 0, 0, +½ )
l = 0 (s)
( 4, 0, 0 )
l = 2 (d)
n = 4 (N)
4.
( 3, 2, 0 )
( 4, 1, –1 )
( 4, 1, 1 )
( 3, 2, 1 )
( 3, 2, 2 )
l = 1 (p)
( 4, 1, 0 )
TABLA PERIÓDICA
1A
2A
4B
5B
6B
7B
8B
ns2p2
ns2p3
ns2p4
ns2p5
ns2p6
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideo
s
Anfígenos o
Calcógenos
Halógenos
Gases
Nobles
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
ns2p1
(n-1)d10
(n-1)d9
(n-1)d8
(n-1)d7
(n-1)d6
(n-1)d5
(n-1)d4
(n-1)d3
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
(n-1)d2
Alcalinotérreo
s
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
3B
(n-1)d1
ns2
Alcalinos
Periodo
ns1
Grupo
1
2
3
4
5
6
7
( 3, 2, –2 ) ( 3, 2, –1 )
( 3, 2, –2, –½ )
( 3, 2, –2, +½ )
( 3, 2, –1, –½ )
( 3, 2, –1, +½ )
( 3, 2, 0, –½ )
( 3, 2, 0, +½ )
( 3, 2, 1, –½ )
( 3, 2, 1, +½ )
( 3, 2, 2, –½ )
( 3, 2, 2, +½ )
( 4, 1, –1, +½ )
( 4, 1, 0, +½ )
( 4, 1, 1, +½ )
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
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ESTRUCTURA ATÓMICA. CUÁNTICA 10.
CAPA DE VALENCIA. Es el nivel energético más externo de la estructura electrónica.
• Clasificación de los elementos en función de la capa de valencia:
1. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS. Son aquellos que tienen el orbital de
valencia del tipo s o del tipo p. Son los de la tabla anterior.
Grup
o
Nombre
1A
2A
3B
4B
5B
6B
7B
Alcalinos
Alcalinos-Térreos
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos o Calcógenos
Halógenos
Configuración
electrónica
de la última capa.
n s1
n s2
n s 2p 1
n s 2p 2
n s 2p 3
n s 2p 4
n s 2p 5
Electrones
de
valencia
1
2
3
4
5
6
7
2. METALES DE TRANSICIÓN. Tienen orbitales tipo d en la capa de valencia.
3. TIERRAS RARAS. Tienen orbitales tipo f en la capa de valencia.
4.1. CLASIFICACIÓN EN GRUPO Y PERÍODO
GRUPO. Es cada una de las columnas de la tabla
periódica, se caracteriza porque todos sus elementos tienen
la misma estructura electrónica en su capa de valencia. Los
electrones de la última capa son los electrones de valencia.
PERÍODO. Es cada una de las filas de la tabla
periódica, se caracteriza porque todos sus elementos tienen
el mismo número de niveles electrónicos, mismo número
de capas, n.
4.2. PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICO. RADIO IÓNICO, ENERGÍA O DE
IONIZACIÓN, AFINIDAD ELECTRÓNICA, ELECTRONEGATIVIDAD, VALENCIA
IÓNICA VALENCIA COVALENTE, CARÁCTER METÁLICO, CARÁCTER
OXIDANTE Y REDUCTOR.
• RADIO ATÓMICO.
En un grupo aumenta al ‘bajar’ porque con Z
aumenta el número de capas o niveles.
En un periodo aumenta al disminuir Z, todos
tienen el mismo nivel de energía pero distinto
número de protones. A más protones mayor
atracción y por tanto menor radio.
• RADIO IÓNICO.
1. En un catión (pierde e– ), el radio es menor que el átomo neutro por la mayor fuerza
atractiva del núcleo.
2. En un anión (gana e– ), el radio es mayor debido a la repulsión entre electrones.
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• ENERGÍA DE IONIZACIÓN, E.I.
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de la
capa exterior cuando se encuentra en estado gaseoso.
Factores que influyen:
1. Radio atómico. A mayor radio más alejado está el
e– del núcleo → Menor E.I.
2. Depende de la carga efectiva del núcleo. Es la carga del núcleo disminuida por el efecto
pantalla de los e– que orbitan.
• AFINIDAD ELECTRÓNICA, A.E.
La afinidad electrónica o electroafinidad, A.E., es la
energía que libera un átomo en estado gaseoso cuando
capta un e–.
• ELECTRONEGATIVIDAD.
La electronegatividad, E.N., de un elemento mide la
facilidad relativa que éste tiene para atraer hacia si los
e– de su enlace con el otro elemento.
• VALENCIA IÓNICA.
La valencia iónica de un elemento es el número de electrones que el elemento cede o capta
para transformarse en un IÓN ESTABLE. En No Metal completa la capa de valencia (nº
de e– captados = valencia negativa). En Metal vacía el orbital de la capa de valencia (nº de
e– cedidos = valencia positiva).
• VALENCIA COVALENTE.
Viene dada por el número de electrones desapareados. Son los que se comparten con otro
No Metal.
• CARÁCTER METÁLICO.
Los metales tienen: Alta A.E. y Baja E.I. y E.N.
Los no metales tienen: Baja A.E. y Alta E.I. y E.N.
• CARÁCTER O ESPECIE OXIDANTE Y REDUCTOR.
1. Carácter oxidante. Un elemento es oxidante cuando tiende a captar electrones,
reduciéndose. Aumenta con la E.N.
2. Carácter reductor. Un elemento es reductor cundo cede electrones, oxidándose.
Prob. 12, 13 ,14 y 15 de estos apuntes
EJEMPLO.
85
Di todo lo que sepas del elemento, 37
X.
Estructura atómica:
 Corteza → Nº de Electrones = 37 e 
Átomo neutro X 
 Protones = 37 p +
Núcleo
(nucleones
)


 Neutrones = 85 - 37 = 48

Capa
1 s2
2 s2
3 s2
4 s2
5 s2
6 s2
Configuración electrónica:
p6
p6 d10
p6 d10 f14
p6 d10 f14
Estructura por energía:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
Estructura por capas:
1s2
K
2(s2 p6 )
L
3(s2 p6 d10 )
M
4(s2 p6)
N
5s1
O
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ESTRUCTURA ATÓMICA. CUÁNTICA 12.
Situación:
n = 5 → 5 - capas → 5º periodo

 ⇒ Es el RUBIDIO (Rb)
1e en su última capa → 1 grupo → ALCALINO
Propiedades:
1. Radio alto.
2. La energía para arrancar 1e–, E.I. baja. No hay dificultad para deshacerse del e–.
3. La energía desprendida al captar 1e–, A.E. alta. Sí, hay dificultad para captar e–.
4. Facilidad para captar e–, E.N. baja.
5. Valencia iónica = +1. Ion más estable: Rb → Rb+ + 1e–
(5s1 → 5so + 1e–)
6. Valencia covalente, sólo No Metales.
7. Capacidad reductora alta, cede e–.
-
er
EJEMPLO.
Haz la configuración electrónica del 26Fe e indica sus posibles iones más estables.
Los elementos de transición presentan, en general, varias valencias. Debido a la pequeña diferencia
de energía entre los subniveles s y d, pierden fácilmente algunos electrones de d:
Electrones
Configuración
Ión Valencia
Capa
Perdidos
Electrónica
Iónica
2
1 s
2 s 2 p6
3 s 2 p6 d6
4 s2
–2 e–
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d6
4so
–3 e–
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d5
4so
Fe2
+
Fe3
+
+2
+3
PROBLEMAS.
HIPÓTESIS DE PLANCK.
1. Halla la energía que corresponde a un cuanto de las siguientes radiaciones:
a) Un violeta de λ = 420·10–9 m
b) Un verde de λ = 520·10–9 m
c) Un rojo de λ = 680·10–9 m
2. Un ojo adaptado a la oscuridad percibe la luz amarilla del sodio de longitud de onda λ = 5’89·10–7 m
cuando la radiación que incide sobre la retina es de 3’1·10–16 J en cada segundo. Calcula el número
mínimo de fotones que deben incidir por segundo sobre la retina para producir la visión.
3. ¿Cuál es la longitud de onda de los rayos X cuyos fotones transportan cada uno 4·104eV de energía?
EFECTO FOTOELÉCTRICO.
4. Determina:
a) Calcula el trabajo de extracción para un electrón de un átomo de sodio, si se sabe que la
frecuencia umbral es de 4’39·1014 Hz.
b) Si se ilumina sodio con luz de frecuencia 6’25·1014 Hz, ¿se arrancará algún electrón?
5. La energía necesaria para extraer un electrón de cierto metal es 3’6eV. Determina:
a) La frecuencia mínima que debe tener una radiación para que se produzca el efecto fotoeléctrico.
b) ¿Es visible dicha radiación?
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6. Si la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de una lámina de plata es 7’52·10–19J,
determina:
a) La frecuencia umbral de la plata.
b) El tipo de radiación a la que corresponde dicha frecuencia.
DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO.
7. Calcula la longitud de onda de De Broglie asociado a un balón de fútbol es de 0’5kg de masa si se
mueve a 30m/s.
8. ¿Qué longitud de onda posee la onda asociada a una pelota de tenis que se mueve a la velocidad de
10m/s? La masa de una pelota de tenis es 55g.
9. El trabajo de extracción para el sodio es de 2’5 eV. Calcula:
a) La longitud de onda de la radiación que debemos usar para que los electrones salgan del metal
con una velocidad máxima de 107 m·s– 1.
b) La longitud de onda de De Broglie asociada a los electrones que salen del metal con la
velocidad de 107m·s–1.
DATOS: h=6’63·10 –34 J·s ; c=3·108m·s –1 ; q(e –)=1’6·10 –19 C ; m(e –) = 9’1·10 –31kg
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
10. Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: 26 Fe , 30 Zn , 35 Br , indica los
electrones desapareados, además de la valencia iónica del ión más estable. Utiliza el diagrama de
Moeller
11. ¿A qué elementos corresponden las configuraciones electrónicas siguientes?
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d5
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4
PROPIEDADES.
12. Di todo lo que sepas de los siguientes elementos:
a)
68
33 X
b)
32
16 X
13. Di todo lo que sepas de los siguientes elementos:
a)
84
36 X
b)
39
19 X
c)
31
15 X
14. Haz la configuración electrónica y determina la valencia iónica de los siguientes elementos:
a)
b)
Calcio
Cesio
d)
e)
c)
Cobalto
f)
Bromo
Azufre
Germani
o
15. Explica las valencias iónicas, +2 y +4 del plomo y la –1 del yodo.
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