la tabla periódica - Recursos para la Física y Química

Unidad 7: La tabla periódica.
I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)
LA TABLA PERIÓDICA
CONTENIDOS
1.-
Primeras clasificaciones periódicas.
2.-
La tabla periódica actual (relación estructura electrónica y reactividad).
3.4.-
Carga nuclear efectiva y reactividad.
Propiedades periódicas y su variación en la tabla:
1.1. Sistema periódico de Mendeleiev.
2.1. Ley de Moseley.
4.1.
4.2.
4.3.
4.4.
Tamaño de los átomos: Radios atómico e iónicos.
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad y carácter metálico.
PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS.
Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran
cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en
relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos,
todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación.
• Triadas de Döbereiner (1829) (Enlace Web): Buscaba tríos de elementos en los que
la masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros
dos. Así se encontraron las siguientes triadas:
Cl, Br y I;
Li, Na y K;
Ca, Sr y Ba;
S, Se y Te…
Be
B
C
N
O
H
Li
• Anillo de Chancourtois (1862).
Na
Mg
Al
Si
P
S
F
Coloca los elementos en espiral
de forma que los que tienen
K
Ca
Cr
Ti
Mn
Fe
parecidas propiedades queden Cl
unos encima de otros.
Octavas de Newlands
• Octavas de Newlands (1864).
• Clasificación
de
Mendeleiev
(1969).
Clasificación de Mendeleiev (1969).
La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas
las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó lo 63 elementos conocidos
hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces,
ya que hasta bastantes años después no se definió el concepto de número
atómico puesto que no se habían descubierto los protones. (Enlace Web)
Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, que él consideró que se
trataba de elementos que aún no se habían descubierto. Así, predijo las
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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Tabla periódica de Mendeleiev
propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge), al que Mendeleiev llamó
ekasilicio. Cuando todavía en vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las
propiedades previstas por éste, su clasificación periódica adquirió gran prestigio.
Otro de los inconvenientes que poseía la tabla de Mendeleiev era que algunos
elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las
propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por
ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de
éste era menor que la de aquel. Hoy sabemos que las masas atómicas estaban bien
medidas y que el problemas era el criterio de clasificación hasta entonces usado. (Ver
Tabla original).
LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
En 1913 Moseley ordenó los
elementos de la tabla periódica usando
como criterio de clasificación el número
atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si
los elementos se colocan según
aumenta su número atómico, se
observa una variación periódica de
sus propiedades físicas y químicas".
A partir de entonces la clasificación
periódica de los elementos siguió ese
criterio, pues en los átomos neutros el
número de protones es igual al de
electrones y existe una relación directa
entre el último orbital ocupado por un e–
de un átomo (configuración electrónica)
y su posición en la tabla periódica y, por
tanto, en su reactividad química, fórmula
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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estequiométrica de compuestos que forma... (Ver Tabla en la Web)
Se clasifica en cuatro bloques: hozar
•
•
•
•
Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2.
Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 al 18.
Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12.
Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla.
El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), claramente en el
grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración “s1” y “s2” respectivamente.
Bloque Grupo Nombres
Config. Electrón.
1 Alcalinos
n s1
s
2 Alcalino-térreos
n s2
13 Térreos
n s 2 p1
14 Carbonoideos
n s 2 p2
15 Nitrogenoideos
n s 2 p3
p
16 Anfígenos
n s 2 p4
17 Halógenos
n s 2 p5
18 Gases nobles
n s 2 p6
d
3-12 Elementos de transición
n s2(n–1)d1-10
f
El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
Cada uno de los e– de cada elemento viene determinado por una combinación de
cuatro números cuánticos, de tal manera, que tal y como se enunció en el principio de
exclusión de Pauli: “No hay dos electrones del mismo átomo que tenga los cuatro
números cuánticos iguales,
Ejemplo:
Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en
5d4 6 s2.
1
Periodos
2
3
4
5
6
7
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
W
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CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z*)
Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo. Depende de dos factores
contrapuestos:
• Carga nuclear (Z). A mayor ”Z” mayor ”Z*”, pues habrá mayor atracción por parte
del núcleo al haber más protones.
• Apantallamiento o efecto pantalla (a) de e– interiores o repulsión electrónica. A
mayor apantallamiento menor ”Z*”.
Así consideraremos que:
Z∗ = Z − a
Variación de Z* en la tabla.
• Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un mismo grupo, pues aunque
hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento.
Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior es capaz de
contrarrestar el efecto de un protón.
Ejemplo:Z
Z* sobre el e– exterior del Li sería: 3 – 2 = 1, mientras que en el caso del Na sería:
11 – 10 = 1, es decir apenas varía.
• Crece hacia la derecha en los
elementos de un mismo periodo, debido
al menor apantallamiento de los e– de
la última capa y al mayor “Z”, de manera
que según se avanza en un periodo
hacia la derecha crece más “Z” que “a”,
pues el apantallamiento de los e– de
ultima capa es inferior a 1.
aumenta
Carga nuclear efectiva
Ejemplo:
Z* sobre uno de los e– exteriores del Be sería: 4 – (2 + 0,8) = 1,2 mientras que en el
caso del Li era: 3 – 2 = 1. Nota: el valor 0,8 de apantallamiento del e– de la segunda capa
es orientativo; lo importante es que es un número inferior a 1.
Carga nuclear efectiva y reactividad.
La atracción que sufren los electrones de valencia no sólo dependen de la carga
nuclear efectiva, sino también de la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb). Por ello,
la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores.
Así, los metales serán tanto más reactivos cuanto menor Z* y mayor distancia al
núcleo, es decir, cuando pierdan los e– con mayor facilidad.
Ejemplo: El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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METALES
NO METALES
Gases inertes
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Aumento en la Reactividad
Sin embargo, los no-metales serán más reactivos a mayor Z* y menor distancia al
núcleo, es decir, cuando los e– que entran sean más atraídos.
Ejemplo: El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl.
PROPIEDADES PERIÓDICAS.
Tal y como viene enunciado en la ley periódica, hay una serie de propiedades en los
elementos que varían de manera periódica al ir aumentando el número atómico. Vamos a
estudiar algunas de ellas. (Ver en la Web)
• Tamaño del átomo:
Radio atómico:
– Radio covalente.
– Radio metálico.
Radio iónico.
• Energía de ionización.
• Afinidad electrónica.
• Electronegatividad.
• Carácter metálico.
TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS.
Haz clic en la imagen para verla ampliada
Radio atómico
Se define como: “la mitad de la distancia
de dos átomos iguales que están enlazados
entre sí”.
Por dicha razón, se habla de radio
covalente y de radio metálico según sea el
tipo de enlace por el que están unidos. Es
decir, el radio de un mismo átomo depende del
tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de
red cristalina que formen los metales.
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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En un mismo periodo disminuye al
aumentar la carga nuclear efectiva, es decir,
hacia la derecha, debido a que los electrones
de la última capa estarán más fuertemente
atraídos.
Aumento del radio atómico
electrones.
En un grupo, lógicamente aumenta al
aumentar el periodo pues existen más capas de
Radio iónico
Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo
la estructura electrónica del gas noble más cercano.
Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear
efectiva (menor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga,
menor será el ion; así, en un mismo periodo, los metales alcalinotérreos serán menores
que los alcalinos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo
apantallamiento, mientras que los alcalinotérreos superan en una unidad la carga nuclear
de los alcalinos.
Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga
nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la
carga, mayor será el ion; así, en un mismo periodo, los anfígenos serán mayores que los
halógenos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo apantallamiento,
mientras que los halógenos superan en una unidad la carga nuclear de los anfígenos.
En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene
mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al
ser menor su carga.
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COMPARACIÓN DE TAMAÑOS DE ATOMOS E IONES
Metales alcalinos
Halógenos
Iones isolectrónicos
Imágenes tomadas de http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_Toc508460408
Ejemplo (Selectividad. Madrid Junio 1997).
a) De las siguientes secuencias de iones, razone cual se corresponde con la ordenación
en función de los radios iónicos: (I) Be2+ < Li+ < F- < N3-, (II) Li+ <Be2+ < N3- < F-; b)
Ordene de mayor a menor los radios de los elementos de que proceden.
a) La secuencia “I” es la correcta, ya que a igualdad de electrones, y por tanto igual
apantallamiento, el Be2+ tiene una mayor “Z” y por tanto una mayor ”Z*” que el Li+.
Igualmente, el N3– tiene el mismo nº de electrones que el F– pero es mayor por tener
una mayor ”Z*” (mayor carga nuclear e igual apantallamiento).
b) Li > Be > N > F ya que, para el mismo periodo, el radio atómico disminuye
hacia la derecha al haber una mayor ”Z*” (aumenta más “Z” que “a” al ser el
apantallamiento de los e– de la última capa inferior a 1).
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI).
También
llamado
potencial
de
ionización. “Es la energía necesaria para
extraer un e– de un átomo neutro en estado
gaseoso y formar un catión”. Es siempre
positiva (proceso endotérmico). Se habla de
1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2),... según se trate del
primer, segundo, ... e– extraído.
La EI aumenta hacia arriba en los
grupos al haber una mayor atracción por una http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP2/2C/2C3/h
ttp://www.adi.uam.es/docencia/elementos/link.html
“Z*” parecida y una menor distancia de los electrones externos al núcleo; también
aumenta hacia la derecha en los periodos por una mayor “Z*” y un menor radio. La EI de
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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los gases nobles al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos es muy grande, pues se
debe extraer un e– a átomos con configuración electrónica muy estable.
Aumento en la Energía de ionización
Haz clic en la imagen para verla ampliada
AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)
“Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e– y forma un
anión”. Es difícil de medir y se suele hacer por métodos indirectos. Puede ser positiva o
negativa aunque suele ser exotérmica. Al igual que con la energía de ionización,
hablamos de 1ª, 2ª,… AE.
Es más negativa en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del
sistema periódico y en un mismo grupo hacia arriba) y suele ser positiva en gases nobles
y metales alcalinotérreos.
La 2ª y posteriores AE también suelen ser positivas, pues se trata de introducir un e–
a un anión, lo que lógicamente está impedido por repulsión electrostática.
ELECTRONEGATIVIDAD (χ
χ) Y CARÁCTER METÁLICO.
Son conceptos opuestos (a mayor “χ” menor carácter metálico y viceversa).
La electronegatividad mide la tendencia
de un átomo a atraer los e– de otros átomos a
los que está enlazado. Es un compendio entre
EI y AE.
La electronegatividad aumenta hacia
arriba en los grupos pues los e– son más
Aumento de la electronegatividad
atraídos por el núcleo a menores distancias y
hacia la derecha en los periodos ya que hay mayor “Z*” y una menor distancia. Pauling
estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F).
Aunque la Tabla Periódica se clasifica tradicionalmente en metales, no-metales y
gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras clases, existiendo unos
elementos llamados semimetales con características intermedias ya que la mayor o
menor tendencia a perder o capturar electrones es gradual a lo largo de la tabla.
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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Ejemplo (Selectividad. Madrid Previo 1998).
Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente: a) Establezca
la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique su situación en el sistema
periódico. c) Compare tres propiedades periódicas de ambos elementos. d) Justifique el
tipo de enlace que producen al unirse.
a) A (Z=19): 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1;
B (Z= 35): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5
b) A (4s1) Grupo 1 (alcalinos) Periodo 4 B (4s2p5) Grupo 17 (halógenos) Periodo 4
c) Al estar en el mismo periodo sólo hay que ver la variación de izquierda a derecha:
• Radio atómico : A > B (el radio disminuye hacia la derecha)
• EI: A < B (la EI aumenta hacia la derecha)
• χ: A < B (la χ aumenta hacia la derecha)
d) Al ser A un metal alcalino y B un no-metal halógeno formarán un enlace iónico
ya que A tenderá a ceder el electrón 4s con facilidad (baja EI) y B tenderá a capturarlo
(alta χ):
A – 1 e– → A+ ; B + 1 e– → B –
Fórmula: AB (KBr)
Ejercicio A (Selectividad. Madrid Previo 1997).
Supuesto que se conocen los números cuánticos "n", "l" y "m", que definen el estado del
último electrón que forma parte de la corteza de un elemento E. Razone si puede
saberse: a) Si será oxidante o reductor; b) Si es un metal o no metal; c) Si será muy
electronegativo; d) Si su volumen atómico será elevado.
Algunos enlaces interesantes:
•
•
•
•
•
•
http://eos.cnice.mecd.es/mem2000/tablap/index.htm
http://eos.cnice.mecd.es/mem2002/quimica/
www.adi.uam.es/docencia/elementos/link.html
www.educaplus.org/sp2002/
www.geocities.com/erkflores/Tabla.htm
http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_Toc508460408
LA TABLA PERIÓDICA.
Cuestiones generales.
1.-
Indica el nombre, símbolo, nombre del grupo a que pertenece y periodo de los
elementos de números atómicos 3, 9, 16, 19, 38 y 51.
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)
2.-
a) Indica el nombre, símbolo y la configuración electrónica de los elementos de
números atómicos 12, 15, 17 y 37; b) ¿cuántos electrones desapareados tiene cada
uno de estos elementos en su estado fundamental. (Cuestión Selectividad Zaragoza
Junio 1998).
3.-
Un elemento neutro tienen la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s2
3p64s23d104p5. Di el nombre del elemento, del grupo y el periodo a que pertenece.
4.-
¿Cuál será la configuración electrónica de un elemento situado el grupo 10 y periodo
5?
5.-
Escribe la configuración electrónica de la última capa de: a) el segundo alcalinoterreo; b) el tercer elemento del grupo 9; c) el selenio.
6.-
Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p65s1. Explica
razonadamente si las siguientes frases son verdaderas o falsas: a) X se encuentra
en su estado fundamental; b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos; c) X
pertenece al 5º periodo del sistema periódico; d) Si el electrón pasara desde el
orbital 5s al 6s, emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el espectro
de emisión. (Selectividad Zaragoza. Junio 1998).
Propiedades periódicas
7.-
Las primeras energías de ionización (en eV/átomo) para una serie de átomos
consecutivos en el sistema periódico son: 10,5; 11,8; 13,0; 15,8; 4,3; 6,1. Indica cuál
de ellos será un halógeno, cuál un anfígeno, y cuál un alcalino.
(1 eV = 1,6 · 10–19 J).
8.-
a) Define energía (potencial) de ionización y escribe la ecuación que representa el
proceso de ionización; b) Explica razonadamente porqué, para un mismo elemento,
las sucesivas energías de ionización aumentan.. (Cuestión Selectividad Zaragoza
Junio 1997).
9.-
Ordena razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor a
mayor: a) radio atómico; b) electronegatividad; c) energía de ionización.
10.- Dos elementos presentan las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2p6;
B: 1s2 2s2p6 3s1 a) Si los valores de las energías de ionización son 2073 y 8695
kJ/mol, justifica cual será el valor asociado a cada elemento; b) ¿por qué el radio
atómico y la energía de ionización presentan tendencias periódicas opuestas?
11.- a) Justifica el orden de los siguientes átomos (Ba, Cs, Cl, Ag, I, He) según su radio
atómico, su energía de ionización y su afinidad electrónica. b) Explica qué iones son
mayores y cuales menores que sus correspondientes átomos de los que proceden.
12.- Considere los elementos Be (Z=4), O (Z=8), Zn (Z=30) y Ar (Z=18). a) Según el
principio de máxima multiplicidad o regla de Hund, ¿cuántos electrones
desapareados presenta cada elemento en la configuración electrónica de su estado
fundamental? b) En función de sus potenciales de ionización y afinidades
electrónicas, indique los iones más estables que pueden formar y escriba sus
configuraciones electrónicas. Justifique las respuestas. (Cuestión Selectividad.
Previo 2000)
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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SOLUCIONES (La Tabla Periódica).
1.-
6
8
1
Z
Nombre
3
9
Litio
Flúor
Símbol
o
Li
F
1
Azufre
S
3
Estroncio
Sr
5
Antimoni
o
Sb
Z
Nombre
Símbol
o
1
Mg
1
Magnesi
o
Fósforo
1
Cloro
Cl
3
Rubidio
Rb
Grupo
Alcalinos (1)
Halógenos
(17)
Anfígenos
(16)
Estroncio (2)
Period
o
2
2
3
5
Nitrogenoideo
s (15)
5
2.-
2
5
7
7
P
Configuració
n electrónica
1s2 2s2p6 3s2
1s2 2s2p6
3s2p3
1s2 2s2p6
3s2p5
1s2 2s2p6
2 6 10
3s p d 4s2p6 5s1
Nº de
–
e
desapareado
s
0
3
1
1
3.Se trata del Bromo (Br) del grupo 17 (halógenos) y periodo 4.
4.1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d8 5s2
5.a) (Mg) 2s2;
b) (Ir) 5d7 6s2 ;
c) (Se) 4s2p4
6.a) VERDADERA. Puesto que los electrones ocupan los niveles de menor energía posible.
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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b) VERDADERA. Puesto que su configuración electrónica fundamental acaba en “s1” .
c) VERDADERA. Puesto que su configuración electrónica fundamental acaba en “5 s1”, lo
que significa que la capa más externa es la quinta.
d) FALSA. Para que el electrón externo pasara al orbital 6s, debería absorber energía
produciendo una raya negra en el espectro de absorción. Cuando dicho electrón regresara
al nivel fundamental (5s) entonces es cuando emitiría una raya en el espectro de emisión.
7.Al ser consecutivos los átomos la mayor energía de ionización corresponderá al gas
noble (15,8 eV), El halógeno tendrá la inmediatamente anterior (13,0 eV) y el
anfígeno el anterior (11,8 eV). El metal alcalino debe ser el que menos energía de
ionización tenga, y como es lógico, va después del gas noble; corresponde pues al
valor 4,3 eV, mientras que el último valor corresponderá al metal alcalino-térreo.
8.a) “Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo neutro en estado gaseoso y formar
un catión”. X(g) – 1 e– → X–(g).
b) Al ir extrayendo sucesivos electrones, éstos deberán salir de un ión cada vez más positivo,
con lo que serán más atraídos lo electrones de valencia, y en consecuencia, mayor energía
se precisará para extraerlos.
9.a) F < N < Si < Fe < Cs; los átomos de menor tamaño son los del periodo 2 (F y N) siendo el
F menor por tener una mayor carga nuclear efectiva sobre los electrones de valencia, por
un menor apantallamiento, al tener más e– en la última capa. El Si es del periodo y es por
tanto mayor al tener más capas electrónicas. Lo mismo le sucede al Fe del periodo 4 y en
mucha mayor medida al Cs del periodo 6.
b) Cs < Fe < Si < N < F; la electronegatividad crece según se sube en la tabla y según se
desplaza hacia la derecha dentro de un mismo periodo. Así mientras el Cs es uno de los
elementos menos electronegativos, el F es el elemento más electronegativo.
c) Cs < Fe < Si < N < F; sigue el mismo orden que la electronegatividad, puesto que en los
metales es más sencillo extraer un electrón y más cuanto más alejado se encuentre del
núcleo, mientras que los no metales tienen altas energía de ionización y mayores cuanto
más a la derecha y más hacia arriba se encuentren en la Tabla Periódica.
10.a) Lógicamente el valor menor de energía de ionización corresponderá al metal alcalino B,
siendo el valor elevado al gas noble A.
b) Porque cuanto menor es el átomo más atraídos estarán los electrones por el núcleo, incluso
en el caso de similar Z*, ya que, por la ley de Coulomb, a mayor distancia menor
atracción.
11.a) Tamaño: He < Cl < I < Ag < Ba < Cs; Energía de ionización: Cs < Ba < Ag < I < Cl <
He; Afinidad electrónica: (es menor cuanto más negativa, es decir cuanto más energía se
desprenda al capturar un e– ) Cl < I < Ag < Cs < Ba < He. Así, el cloro es el elemento de
los descritos que más energía desprende al capturar el e– por ser mayor su Z* y menor su
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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Unidad 7: La tabla periódica.
I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)
tamaño. En el caso del Ba y el He la afinidad electrónica será positiva, y aunque en teoría
el He debería ser el elemento al que cuesta más introducir un e– , también es cierto que los
metales alcalino-térreos tienen afinidades electrónicas positivas por tener el nivel “s”
completo.
12.a)
Be (Z=4)
O (Z=8)
Zn (Z=30)
Ar (Z=18)
1s2 2s2;
1s2 2s2p2p1p1;
1s2 2s2p6 3s2p6d104s2;
1s2 2s2p6 3s2p6;
No tiene ningún e– desapareado
Tiene 2 e– desapareados
No tiene e– desapareados
No tiene e– desapareados
b)
Be2+
O2–
Zn2+
Ar
1s2;
1s2 2s2p6;
1s2 2s2p6 3s2p6d10;
1s2 2s2p6 3s2p6;
E.O.= +2
E.O.= –2
E.O.= +2
Gas noble; E.O.= 0
Soluciones a los ejercicios de los apuntes:
A.Al saber los nº cuánticos “n” y “l” del último e– se podrá saber su último tipo
de orbital en ser rellenado y, por tanto, posición aproximada en la tabla en la tabla
periódica. Sin embargo, el valor de “m” indica poco, pues con un mismo valor un
átomo podría tener diferente cantidad de e– según se tratara del primero o el
segundo e– en ocupar cada orbital; así, si l = 0 y m = +1 podría tratarse de un
elemento nitrogenoideo o de un gas noble, con características muy distintas.
e) Si l = 0 (el último orbital es “s”) será una sustancia reductora pues tratará de oxidarse
(perder e–) mientras que si l = 1 (es “p”) en general será más oxidante (sobre todo si “n”
es pequeño –sin ser 1–). Como el valor de “m” no sirve para concretar el grupo al que
pertenece el elemento, el conocimiento de los tres primeros números cuánticos sólo puede
dar pistas del carácter oxidante o reductor en determinados casos.
f) Si l = 0 sería un metal alcalino o alcalino-térreo; igualmente, si l = 2, se trataría de un
metal de transición y si l = 3 de un metal de transición interna; sin embargo si l = 1 el
último orbital sería “p” y podría tratarse de un metal como de un no-metal o de un gas
noble (tanto más no-metal cuanto menor sea “s” –sin ser 1– y cuanto mayor sea el valor de
“m”).
g) Igualmente, si el último orbital es “s” (l = 0) será un metal alcalino o alcalino-térreo y por
lo tanto poco electronegativo; sin embargo si el último orbital es “p” podrá ser metal o no
metal (tanto mas no-metal y por tanto mas electronegativo cuanto menor sea “s” –sin ser 1
–).
h) Al ser el volumen un propiedad que depende tanto de la masa atómica como del tipo de
empaquetamiento que sufra y variar de manera no uniforme en la tabla periódica, poco se
podrá deducir conociendo la posición aproximada en la tabla periódica: únicamente, que
cuanto mayor sea “n” mayor será el volumen.
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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