bloque 2 - chemamartin
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APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo BLOQUE 2: EL ÁTOMO 1.- LA LUZ: CLAVE EN EL ESTUDIO DEL ÁTOMO ACTIVIDAD BIBLIOGRÁFICA A4 PARA EXPOSICIÓN: Naturaleza de la luz: ¿ondas o partículas?. Luz polarizada Isaac Newton (1643-1727) CONCEPTOS BÁSICOS: Radiaciones electromagnéticas Las radiaciones electromagnéticas se propagan a través del espacio sin necesidad de medio material donde apoyarse. Campos eléctricos y magnéticos variables que se autogeneran dan lugar a ondas electromagnéticas que se transmiten por cualquier medio y que interaccionan con la materia colapsando en forma de partículas llamadas FOTONES. Las propiedades características de las ondas electromagnéticas son: o Velocidad de transmisión de la onda (c = 300.000 km/s en el vacío) o Longitud de onda (): es la mínima distancia entre dos puntos de la onda que se encuentran en la misma fase de vibración. o Periodo (T): es el tiempo que debe transcurrir para que la onda avance una distancia igual a la longitud de onda (por tanto c = / T). o Frecuencia (): inversa del periodo, es decir, número de longitudes de onda avanzadas en un segundo (ciclos/segundo o Hertzio Hz). Las ondas electromagnéticas (o los fotones de dicha onda) transfieren energía en forma de paquetes llamados CUANTOS que son proporcionales a la frecuencia de la misma: E = h . donde la constante de proporcionalidad se denomina constante de Planck (6,6252 x 1027 ergio . s) 1.- Calcula la longitud de onda y la frecuencia de una radiación cuyos cuantos tienen una energía de 3·10-3 Sol: 66,22.10-17m y 4,53.1023 s-1 erg. 2.- Si cada átomo de un mol de átomos emite un fotón con una longitud de onda de 4,15.103A, ¿cuánta Sol: 2,82.102 kJ/mol. energía se pierde? Expresa la respuesta en kJ/mol. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 17 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo CUESTIÓN IMPORTANTE: Unidades de energía La unidad de energía en el sistema internacional es el Julio (J). El nombre es homenaje a un gran científico pero no dice nada más. Es importante saber expresar esta unidad en términos de unidades fundamentales para poder cambiar de un sistema a otro. ¿Recuerdas alguna expresión relacionada con la energía?. La más conocida es la referida a la energía cinética Ec = m . v2 / 2. Por tanto 1 Julio equivale a 1 kg . m2 / s2, unidad que puedes pasar a ergios (energía en sistema cegesimal, esto es, 1 ergio = 1 g . cm2 / s2). Cuando una carga Q (culombios) se mueve entre dos puntos que se encuentran a una diferencia de potencial V (voltios) se transmite una energía eléctrica igual a Q. V, de ahí que 1 julio = 1 culombio . voltio. Si se utiliza la unidad de carga elemental (la carga del electrón, e) se tiene la unidad de energía utilizada a escala atómica: el electronvoltio (eV). Para pasar de eV a J sólo debes cambiar la carga e por su equivalente en culombios. 3.- La longitud de onda de un fotón de luz verde es de 5,4.10-5 cm. Calcula la energía de un mol de Sol: 2,22.102 kJ/mol fotones de luz verde. Datos: h = 6,63.10-34 J.s; c = 3.108 m/s. 4.- El color azul del cielo resulta de la dispersión de la luz del sol por las moléculas de aire. La luz azul tiene una frecuencia de 7.5 x 1014 Hz. a) Calcula la longitud de onda asociada a esta radiación y b) la SOL a) 400nm b) 4.96.10-19J energía en julios de un fotón individual asociado con esta frecuencia. 5.- Para ionizar el átomo de sodio se necesitan 118 Kcal/mol. Si esta energía es de procedencia luminosa, ¿cuál será la frecuencia más baja del haz luminoso capaz de efectuar la ionización?. ¿Y la longitud de Sol: 2.420 Aº onda?. Datos: Constante de Planck, h = 6,62 10-27 erg.s c=3.108 m/s 1Aº=10-10m. ACTIVIDAD BIBLIOGRÁFICA A5 PARA EXPOSICIÓN: Espectros y espectroscopios Espectro continuo Luz blanca Espectro Espectro discontinuo En 1885 Johann Jakob BALMER (1825-1898), estudiando el espectro de emisión del hidrógeno encontró una relación matemática simple entre la longitud de onda correspondiente a las rayas espectrales visibles: 1 1 1 109677 ( 2 2 ) λ 2 n Departamento Física y Química (en cm 1 ) tomando n los valores 3, 4, 5 ... I.E.S. Nicolás Copérnico Página 18 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo LA MECÁNICA CUÁNTICA Y LOS ÁTOMOS 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 dada por la expresión: c ΔE h h c 3 10 8 m/s donde h es una constante llamada constante de Planck (6,6252 x 1027 ergio . s). Los estados de energía permitidos pueden ser descritos por un conjunto de números llamados NÚMEROS CUÁNTICOS. ACTIVIDAD BIBLIOGRÁFICA A6 PARA EXPOSICIÓN: Del descubrimiento del electrón al modelo atómico de Rutherford Ernest Rutherford (1871-1937) Niels Henrik David Böhr (1885-1962) 2.- MODELO ATÓMICO DE BOHR En 1913 Niels BOHR adaptó los postulados cuánticos al incipiente modelo atómico de Rutherford. Los puntos fundamentales del nuevo modelo atómico fueron: 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. (considerando átomos tipo hidrógeno, es decir con un solo electrón en órbita. El 2 2 v Z.e.e Z e m k 2 mv2 sistema de unidades utilizado es el cgs r r r 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: “sólo son posibles las órbitas donde el producto del momento lineal ( m . v) por la longitud de la órbita (2r) sea múltiplo de h ” Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 19 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo Estos dos postulados permiten determinar el radio de las órbitas: 2 2 1) m v r Z e 2) m v 2 π r n h 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 2 4 π mZe 2 n2 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 mv 2 Ze r 2 1 Ze 2 2 r Ze r 2 Ze 2 2.r 2 4 mZ e 2 2 2. h n 4π 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 , cumpliéndose la hipótesis de Planck: E2 – E1 = h . Es decir: hν 2 π 2 mZ 2 e 4 1 1 ( ) 2 2 2 n1 n2 h 1 λ 2π 2 2 4 1 1 mZ e ( ) 3 2 2 n1 n2 ch 1 1 ) RH ( 2 2 n1 n2 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 cm1 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 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. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 20 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo LÍNEAS ESPECTRALES ÁTOMO HIDRÓGENO SERIE LYMAN SERIE BALMER ENERGÍA (AO) ENERGÍA (AO) (eV) (eV) 10,23 1212 --------12,12 1023 1,89 6563 12,79 970 2,56 4845 13.09 948 2,86 4337 13,26 935 3,03 4094 13,36 928 3,13 3963 13,64 909 3,41 3638 SALTOS desde n desde n desde n desde n desde n desde n desde = 2 = 3 = 4 = 5 = 6 = 7 SERIE PASCHEN ENERGÍA (AO) (eV) ----------------0,67 18514 0,97 12788 1,14 10881 1,24 10004 1,52 8161 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. = h.c / . 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 Δ E 2,5575 eV erg.s 6,6252 x 10 1,602 . 10 -19 C 1e -27 g 4,097 x 10 2 2 1 kg 1m cm -34 J.s s 6,6252 x 10 2 1000 g 10000 cm2 s -19 J 8 c 3 . 10 m/s λ h.c ΔE 6,6252 . 10 -34 4,097 . 10 . 3 . 10 -19 8 4,851 . 10 -7 m 4851 A o CONCEPTOS BÁSICOS: Estructura atómica-1 El modelo atómico de Bohr considera a los electrones como partículas que giran alrededor del núcleo en órbitas de radio R = A. n2 siendo A una constante que depende del átomo tratado y n un número entero llamado número cuántico principal. La energía asociada al electrón en esa órbita viene dada por la expresión En = - B / n2, donde B es otra constante para cada átomo. Cuando un electrón pasa de un nivel nI a otro nivel nF se absorbe o se emite la diferencia de energía E = EF – EI = B [1 / n2I - 1 / n2F], expresión teórica que coincide con la fórmula obtenida en el estudio experimental del espectro atómico del hidrógeno por Johann Jakob BALMER (serie cuando nI o nF = 2) para el átomo de hidrógeno. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 21 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo 6.- El color amarillo de la luz de sodio posee una longitud de onda de 5.890A (1A = 10-8 cm). Estudia la diferencia de energías correspondientes a la transición electrónica que se produce expresada en eV/átomo. Datos: c = 3.108 m/s; h = 6,62 10-34 J.s; carga del electrón = 1,6 10-19 C. Solución: 2,11 eV 7.- Una línea de la serie de Balmer se presenta a 434.05 nm. ¿Entre que dos valores de n tiene lugar la SOL 5-2 transición asociada a esta línea? 8.- 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 = 3 al n = 1 en un átomo de hidrógeno. 9.- Los átomos de bario dan color verde a la llama debido a la transición electrónica que da luz a 554nm. SOL 216 kJ/mol ¿Cuál es la diferencia de energía para esta transición? 3.- AMPLIACIÓN DEL MODELO DE BOHR Y MECÁNICA ONDULATORIA CONCEPTOS BÁSICOS: Estructura atómica-2 (Números cuánticos) Un estudio detallado de los espectros revela que las rayas que aparecen como consecuencia de la absorción o emisión de energía debido a los saltos electrónicos, se desdoblan debido a la existencia de subniveles energéticos dentro del nivel principal n. El número de subniveles depende del valor de n y exige la introducción de un segundo número cuántico azimutal l (ele) que puede tomar valores desde 0 a n – 1. El físico Arnold SOMMERFELD asoció estos subniveles energéticos a diferentes órbitas elípticas. Siguiendo una costumbre de la época a las órbitas elípticas se le asignan letras: s ( l = 0 CIRCULAR ), p ( l = 1 ), d ( l = 2 ) y f ( l = 3 ) Cuando se someten los átomos a campos magnéticos todas las rayas de los espectros se vuelven a desdoblar en una serie de valores que dependen del valor del número cuántico azimutal correspondiente (efecto ZEEMAN). Este hecho señala orientaciones diferentes de las órbitas y requiere un tercer número cuántico magnético m cuyos valores van desde –l hasta +l incluyendo el cero. Así: o para l = 0 la raya no se desdobla (m = 0) o para l = 1 la raya se desdobla en tres líneas ( m = -1, 0, +1) o para l = 2 la raya se desdobla en cinco líneas (m = -2, -1, 0, +1, +2) o para l = 3 la raya se desdobla en siete líneas (m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3) Con campos magnéticos más intensos y con espectrógrafos más sensibles se observa que todas las rayas correspondientes a los números m se desdoblan en dos, señalando dos estados para los electrones situados en cada valor de m. Esto implica la existencia de un cuarto número cuántico mS llamado spín y cuyos valores son +1/2 y –1/2. 10.- Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3 ,0 , 0); (2, -1, 1); (4, 2, 0). Indica cuáles no son permitidos. 11.- ¿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) Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 22 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo CONCEPTOS BÁSICOS: MECÁNICA ONDULATORIA - ORBITALES En 1924 Louis Víctor DE BROGLIE sugirió que, al igual que los fotones de la luz, los electrones, y en general todas las partículas, tienen doble naturaleza partícula - onda. La longitud de la onda asociada a cada partícula viene dada por la expresión = h / p (siendo p = m.v). Para cuerpos con masa relativamente grandes es cero y prevalece la naturaleza corpuscular. El electrón no es una partícula que sigue una determinada órbita. Tiene naturaleza ondulatoria y su estado viene dado por la FUNCIÓN DE ONDA . Esta función de onda debe cumplir ciertas condiciones físicas que se traducen en ecuaciones matemáticas cuyas soluciones dependen de parámetros que se corresponden con los números cuánticos n, l m y s. Werner Heisenberg en 1927 enunció otro principio fundamental en la Física: la indeterminación de Heisenberg o principio de incertidumbre. No es posible determinar, simultáneamente y con precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas, como son, por ejemplo, la posición y el momento lineal (o tiempo y energía) de un objeto dado. Cuanta mayor certeza se busca en determinar la posición de una partícula, menos se conoce su momento lineal y, por tanto, su velocidad. Esto implica que las partículas, en su movimiento, no tienen asociada una trayectoria definida como lo tienen en la física clásica. Este principio nos impide hablar de trayectoria del electrón sino de probabilidad de localización. El orbital es la zona espacial que rodea al núcleo con una alta probabilidad de encontrar el electrón . Esta zona espacial se puede representar gráficamente con la función 2. La geometría de los 5 orbitales d y de los 7 f es más compleja 12.- ¿Qué es un orbital? Explica las diferencias entre órbita en el átomo de Bohr y orbital en la Mecánica cuántica. 13.- ¿En qué se parecen y en qué se diferencian: (a) Los orbitales 1s y 2s de un átomo. (b) Los orbitales 2px y 2py de un átomo?. 14.- En las siguientes combinaciones de números cuánticos, indica cuáles representan una solución permitida de la ecuación de onda y cuáles no. Justifica la respuesta. Departamento Física y Química n l m s a 1 0 0 +1/2 b 2 2 1 -1/2 c 3 2 -2 -1/2 d 3 -2 0 +1/2 e 2 0 -1 +1/2 I.E.S. Nicolás Copérnico Página 23 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo f 2 1 0 0 g 2 1 1 +1/2 15.- Para que las siguientes expresiones sean correctas en el espacio en blanco hay que situar la palabra orbital o subnivel. Indica qué palabra situarías en cada caso y en qué casos se pueden situar las dos. Justifica la respuesta. a) El electrón puede ocupar el _________________ 2s. b) Hay un ______________ que se llama 2p. c) El electrón puede estar en el _____________ 3p. d) En el ______________ 3d puede haber 10 electrones e) Para los mismos valores de n siempre hay tres ______________ p diferentes. f) Un _______________ dado nunca puede tener más de dos electrones. 16.- ¿Cuántos electrones caben en los orbitales del nivel n = 3? 17.- a) Indica cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son posibles para un electrón en un átomo: (4,2,0,+1/2); (3,3,2, -1/2); (2,0,1,+1/2); (3,2,-2,-1/2); (2,0,0,-1/2). b) De las combinaciones de números cuánticos anteriores que sean correctas, indica el orbital donde se encuentra el electrón. c) Enumera los orbitales del apartado anterior en orden creciente de energía. 18.- Escribe los valores de los cuatro números cuánticos para los electrones del berilio. 19.- Calcula en ergios y electrón-voltios la diferencia de energías entre las órbitas 1s y 2p del átomo de cobre, sabiendo que la longitud de onda de la radiación emitida cuándo el electrón salta entre estos niveles es 1,54 A. Datos: Constante de Planck; h = 6,62·10-27 erg.s; carga del electrón = 1,6·10-19 C. Sol: 8,06.10-3 eV 20.- Calcula la longitud de onda que corresponde a un 1 neutrón emitido en la fisión del uranio en una pila atómica, con una energía de 0,0500 eV. Sol: 1,28.10-10 m Datos: Carga del electrón = 1,60.10-19 C; masa del neutrón = 1,67.10-27 kg. 21.- Calcula en ergios/átomo y en electrónvoltio/átomo la diferencia de energía entre los orbitales 1s y 2p del átomo de cobre a partir de los siguientes datos: Frecuencia de la radiación emitida en la transición 2p Sol:1,209.10-14erg. al 1s : 1,95.1012 Hz; h = 6,62 10-34 J.s; carga del electrón, e= 1,6.10-19C. 22.- Explica y compara los conceptos de órbita y orbital. ¿Cuántos orbitales pueden llamarse 3px, 4s, 3d? 23.- ¿Qué son los números cuánticos? ¿Cuáles de los siguientes números cuánticos (listados en el orden n, l, ml y ms) son imposibles para un electrón en un átomo? A:(4, 2, 0, +1); B:(3, 3, -3, -1/2); C:(2, 0, +1, Sol: A, B y C +1/2) y D:(4, 3, 0, +1/2).. 24.- Coloque las siguientes series de números cuánticos en orden creciente de energía: a) 3, 2, -1,+1/2. SOL b<f<c<e<a=d b) 1,0,0,1/2 c) 2, 1, 1, -1/2. d) 3,2,1,+1/2. e) 3,1,0,+1/2. f) 2,0,0,+1/2 Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 24 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo 4.- ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS - CONFIGURACIONES PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Y TABLA PERIÓDICA. REGLA DE HUND. Wolfgang Ernst PAULI enunció en 1.925 un teorema fundamental para la Física cuántica llamado “Teorema de la estadística del spin”. Una consecuencia de este teorema es el mal llamado Principio de exclusión de Pauli: “En un sistema electrónico, dos electrones distintos, no pueden tener las mismas coordenadas espaciales y de espín”. Entre dos electrones con iguales números cuánticos n, l y m aparece la llamada repulsión de Pauli de manera que el cuarto número cuántico (spin) debe cambiar. Este “principio” se aplica a todas las partículas con spín semientero como electrones, protones y neutrones (llamados FERMIONES) y permite explicar la forma de la Tabla Periódica y fenómenos físicos como la formación de estrellas enanas blancas o estrellas de neutrones. No cumplen este “principio” las partículas con spín entero (como los fotones) llamadas BOSONES. Por tanto, en el primer nivel electrónico (n = 1) sólo puede haber dos electrones (1,0,0,1/2) y (1,0,0,-1/2). Un tercer electrón con (1,0,0) experimenta tal repulsión Pauli que tiene que cambiar de nivel: (2,0,0,1/2). Por esa razón el periodo 1 de la TP sólo tiene dos elementos (H y He). En el segundo periodo hay 8 elementos porque los conjuntos permitidos para los tres primeros números cuánticos son (2,0,0) (2,1,-1) (2,1,0) y (2,1,1) y en cada uno de ellos un electrón con spin 1/2 y otro con spin -1/2. 1s 2s 3s 4s 5s 6s 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 4f 5d 5f 6d 6f En átomos multielectrónicos los electrones van ocupando los niveles de menos energía (estado fundamental) de tal forma que no existan dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. En principio, el orden de llenado es 1s - 2s – 2p – 3s – 3p. Los siguientes dos electrones deberían pasar a 3d pero la repulsión de los 8 electrones 3s y 3p hace que se llene primero el 4s antes que el 3d. Por esta razón el periodo tercero de la TP tiene también 8 elementos en lugar de 18 (en el nivel n = 3 caben 2 electrones s + 6 electrones p + 10 electrones d = 18 electrones). En el periodo cuarto tenemos: 2 elementos s + 10 elementos d del nivel anterior + 6 elementos p = 18 elementos. Lo mismo ocurre en el periodo quinto (después de 5s se llenan 4d y 5p para pasar a 6s). En el periodo sexto hay: 2 elementos s + 14 elementos f del nivel 4 + 10 elementos d del nivel 5 + 6 elementos p = 32 elementos. Lo mismo ocurre en el periodo séptimo (cuando se sinteticen elementos con Z >118 hablaremos del periodo octavo). En cationes el efecto de la repulsión de los electrones 3s y 3p se ve compensado por el exceso de carga nuclear sin compensar, por lo que las configuraciones electrónicas de cationes se obtienen llenando horizontalmente todos los niveles. Dentro de los subniveles p, d ó f, los electrones tienden a estar desapareados debido a la repulsión eléctrica que hay entre ellos (por la carga negativa, no confundir con la repulsión Pauli) de forma que la configuración más estable en los subniveles es la de máximos spines paralelos (Regla de máxima multiplicidad de Hund). Este hecho se representa en los llamados diagramas de Hund: Departamento Física y Química H s C s N s O s px py pz px py pz px py pz I.E.S. Nicolás Copérnico Página 25 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo 25.- Escribe la configuración electrónica fundamental de un átomo que tiene 27 electrones. Sol: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7. 26.- Dado el elemento de Z = 19: a) Escribe su configuración electrónica. b) Indica a qué grupo y periodo pertenece. c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su electrón más externo? 27.- Los principios de Hund y de Pauli regulan las configuraciones electrónicas; expresa estos principios y aplícalos al átomo de oxígeno (Z = 8) y al ion O2-. 28.- Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3-, Mg2+, Cl-, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados?. 29.- Razona si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado: b) 1s2 2s2 2p63s23p1 c) 1s2 2s2 2p6 2d103s2 a) 1s2 2s2 2p4 3s1 30.- a) Escribe las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al (Z=13), Na+ (Z=11), O2(Z=8). b) ¿Cuáles son isoelectrónicos? c) ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados? 31.- Un átomo neutro de cierto elemento tiene 17 electrones. a) escribe la configuración electrónica del elemento en su estado fundamental. b) clasifica el elemento e identifícalo, c) determina si los átomos de dicho elemento son diamagnéticos o paramagnéticos (busca estos conceptos en la bibliografía). 32.- ¿En qué grupo de la tabla periódica se encuentran los siguientes elementos? a) [Ne]3s1, b) [Ne]3s2p3, c) [Ne]3s2p6, d) [Ar]4s23d8. 33.- ¿Cuántos electrones sin aparear hay en un átomo de a) Cl, b) Fe, c) Be 34.- Escribe el símbolo del elemento de número atómico más bajo, que tiene a) un subnivel d completo b) un subnivel 4s completo c) dos electrones 4p 5.- PROPIEDADES PERIÓDICAS ESPECIES ESTABLES: Las estructuras electrónicas más estables son las más simétricas (debido a las compensaciones de repulsiones electrónicas que la simetría conlleva) de ahí que una estructura con orbitales llenos s2p6 (como la de los gases nobles) sea tan estable. Los átomos tenderán a formar dicha estructura ganado electrones (formando ANIONES), perdiendo electrones (formando CATIONES) o compartiendo electrones (ENLACE COVALENTE). La carga iónica se conoce como estado de oxidación (se verá más adelante con mayor detalle). También se consigue cierta estabilidad con orbitales semillenos. Por esta razón en las configuraciones electrónicas de metales de transición se producen saltos electrónicos internos desde el nivel ns al subnivel (n-1)d en átomos que tienen d4 o d9 quedando con la configuración (n-1)d5 ns1 ó (n-1)d10 ns1. Los casos más representativos son los grupos 6 (Cr, Mo y W) y 11 (Cu, Ag y Au). 35.- Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente. a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) ¿Serían estables los iones X2+,Y2+ y Z2- ? Justifica las respuestas. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 26 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo 36.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de la capa de valencia: 1) ns1 2) ns2 np4 3) ns2 np6 a) Indica el grupo al que corresponde cada una de ellas. b) Nombra dos elementos de cada uno de los grupos anteriores. c) Razona cuáles serán los estados de oxidación más estables de los elementos de esos grupos. CARGA NUCLEAR EFECTIVA En átomos multielectrónicos, un electrón experimenta la atracción del núcleo (Z protones) y la repulsión del resto de electrones. Esto supone una atracción neta equivalente a la llamada carga nuclear efectiva Z*. En otras palabras, los electrones que se encuentran entre el electrón tratado y el núcleo hacen de pantalla de manera que podemos expresar la relación Z* = Z – siendo una constante de apantallamiento que depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón tratado (suma de los factores de apantallamiento de cada electrón). El factor de apantallamiento (aproximado) de cada electrón se determina por unas reglas empíricas propuestas en 1.930 por el químico y físico John C. Slater: 1. Los electrones se ordenan por grupos igual que en las configuraciones pero manteniendo en el mismo grupo los electrones s y p de cada nivel, es decir: [1s] [2s,2p] [3s,3p] [3d] [4s,4p] [4d] [4f] etc. 2. Cada grupo tiene una constante de apantallamiento que depende de los electrones que hay en ese grupo y de los que le preceden (los que hay a la derecha no apantallan). 3. Para un electrón de grupos [ns,np] el apantallamiento se determina por: a) 0’35 por cada otro electrón del mismo grupo (0’30 si es el nivel 1). b) 0’85 por cada electrón del nivel n-1. c) 1 por el resto de electrones que le preceden (apantallamiento total de un protón). 4. Para un electrón de grupos [nd] y [nf] el apantallamiento se determina por: a) 0’35 por cada otro electrón del mismo grupo. b) 1 por cada electrón que le precede. El factor de apantallamiento 1 significa que compensa la atracción de 1 protón nuclear. Por tanto aumentos de protones con electrones de apantallamiento 1 no significan aumentos de Z*. A partir del periodo 4 los valores de Z* para un electrón de la capa de valencia (último nivel) se repiten: Carga nuclear efectiva aproximada para electrones del nivel o capa de valencia, todos tipos [ns,np]: 1 2 3 4 5 6 7 1 H 1 Li 1’30 Na 2’20 K 2’20 Rb 2’20 Cs 2’20 Fr 2’20 2 Be 1’95 Mg 2’85 Ca 2’85 Sr 2’85 Ba 2’85 Ra 2’85 3 Sc 3’00 Y 3’00 La 3’00 Ac 3’00 4 Ti 3’15 Zr 3’15 Hf 3’15 5 V 3’30 Nb 3’30 Ta 3’30 6 Cr 3’45 Mo 3’45 W 3’45 7 Mn 3’60 Tc 3’60 Re 3’60 8 Fe 3’75 Ru 3’75 Os 3’75 9 Co 3’90 Rh 3’90 Ir 3’90 10 Ni 4’05 Pd 4’05 Pt 4’05 11 Cu 4’20 Ag 4’20 Au 4’20 12 13 14 15 16 17 Zn 4’35 Cd 4’35 Hg 4’35 B 2’60 Al 3’50 Ga 5’00 In 5’00 Tl 5’00 C 3’25 Si 4’15 Ge 5’65 Sn 5’65 Pb 5’65 N 3’90 P 4’80 As 6’30 Sb 6’30 Bi 6’30 O 4’55 S 5’45 Se 6’95 Te 6’95 Po 6’95 F 5’20 Cl 6’10 Br 7’60 I 7’60 At 7’60 18 He 1’7 Ne 5’85 Ar 6’75 Kr 8’25 Xe 8’25 Rn 8’25 Este valor de Z* va a tener mucha importancia en los valores de energías de ionización y afinidad electrónica puesto que ambas propiedades son energías potenciales eléctricas y, por tanto, función de Z* y del radio. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 27 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo RADIOS ATÓMICOS E IÓNICOS El radio atómico es la distancia entre el núcleo y la capa de valencia (último nivel electrónico). Debido a la naturaleza de las capas electrónicas (prácticamente vacías de materia y sin límites definidos) el radio del átomo depende del entorno donde se encuentre: no es igual si está en una red cristalina o en un enlace covalente. Como definición general, el radio asignado al átomo es la mitad de la distancia que hay entre dos núcleos de átomos del mismo elemento que permanecen unidos. Cuando hablamos de radio atómico nos referimos al radio medido cuando el elemento se encuentra en estado sólido (red cristalina). En los elementos metálicos este radio también se conoce como radio metálico. Cuando nos referimos al radio del átomo en moléculas hablamos de radio covalente. La variación del radio del átomo es muy simple: 1) Al bajar en un grupo aumenta dado que el número de capas electrónicas es mayor. 2) Dentro de un mismo periodo, el radio disminuye al aumentar Z debido al aumento de la carga efectiva lo que provoca mayor contracción de la nube electrónica. Imagen tomada de la página http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/radio-atomico-ionico En cuanto a los radios iónicos: 1) Los aniones aumentan de tamaño respecto al átomo neutro ya que los electrones en exceso suponen mayor repulsión entre ellos sin que exista compensación por aumento de Z* (todo lo contrario ya que Z* disminuye en aniones con respecto al valor de Z* del átomo neutro). 2) Los cationes disminuyen de tamaño respecto al átomo neutro por la mayor atracción nuclear que supone el aumento de Z*. La carga efectiva del último electrón de los cationes aumenta en relación a la del átomo: la carga efectiva del último electrón del ión Mg1+ será la misma que la del último electrón del átomo de Na más un protón: 3’20 (la del Mg es 2’85). Pero si hablamos del último electrón del ión Mg2+, su carga efectiva aumenta muchísimo: es la del último electrón del Ne más dos protones (7’85). Esto provoca que el catión Mg2+ sea más pequeño que el átomo Ne a pesar de que son isoelectrónicos. 37.- De las siguientes parejas elige el elemento de mayor radio atómico: a) Na, Cs b) Be, Ba c) N, Sb d) F, Br e) Ne, Xe. 38.- El ion H- y el He tiene dos electrones 1s cada uno. ¿Cuál de las dos especies es mayor y por qué? 39.- ¿Cuál de los siguientes iones es mayor, Cu + ó Cu 2+ ? ¿por qué? 40.- a) ¿Por qué el átomo de helio tiene un radio atómico menor que el del átomo de hidrógeno? b) ¿Por qué el radio del litio es mayor que el radio del átomo de hidrógeno? 41.- Compara los tamaños de los iones Na+, Mg2+ y Al3+. 42.- Dados los elementos cuyos números atómicos son 7, 17 y 20. a) Escribe sus configuraciones electrónicas. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 28 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo b) ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifica la respuesta. c) Compara los radios atómicos y los radios iónicos de sus especies más estables. 43.- a) Escribe las configuraciones electrónicas del cloro (Z = 17) y del potasio (Z = 19). b) ¿Cuáles serán los iones más estables a que darán lugar los átomos anteriores? c) ¿Cuál de esos iones tendrá menor radio? ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I) Antiguamente llamada potencial de ionización. Es la energía implicada en el proceso por el cual un átomo en estado fundamental y gaseoso pierde un electrón. El catión producido puede a su vez perder otro electrón y hablamos en este caso de la segunda energía de ionización. Todos estos procesos son endotérmicos: se trata de llevar un electrón desde el nivel n hasta el infinito. A(g) A1+(g) + 1 e- E = I1 >0 A1+(g) A2+(g) + 1 e- E = I2 >0 A2+(g) A3+(g) + 1 e- E = I3 >0 La energía de ionización es una energía potencial eléctrica y por tanto es función directa de Z* e inversa del radio. Dentro de la tabla periódica la ENERGÍA DE IONIZACIÓN varía de la siguiente manera: a) En un mismo grupo: al bajar en el grupo el radio aumenta más que Z* (a partir del cuarto periodo Z* es prácticamente constante) por lo que I disminuye al bajar en el grupo. Imagen tomada de la página http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/energía-ionización b) En un mismo periodo: al aumentar Z se producen dos efectos que favorecen el aumento de I. Por un lado Z* aumenta y por otro el radio disminuye. Al observar la gráfica se observa que B y O tienen un valor de I un poco inferior al esperado. Esto viene motivado por el hecho de que la pérdida de un electrón en estos átomos conduce a configuraciones electrónicas 2s2 y 2s22p3 más estables que las de los átomos neutros (2s22p1 y 2s22p4 respectivamente). Las sucesivas ENERGÍAS DE IONIZACIÓN de un elemento aumentan ya que Z* aumenta con la carga iónica (y si pierde un nivel Z* aumenta muchísimo como vimos antes en Mg2+) y el tamaño de los cationes también disminuye (y si pierde un nivel disminuye más). La gran bajada de I que produce al pasar de un gas noble a un metal alcalino se debe a: a) Gran bajada de Z* para el último electrón. b) Aumento del radio atómico al pasar a otro periodo superior. CARÁCTER METÁLICO: va ligado a valores de I bajos. El carácter metálico aumenta con la bajada de I. 44.- a) Escribe las configuraciones electrónicas de los iones siguientes: Na+ y F-. b) Justifica por qué el ion Na+ tiene menor radio que el ion F-. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 29 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo c) Justifica por qué la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor. 21.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos neutros: A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1); D (1s2 2s2 2p4). Indica razonadamente: a) El grupo y periodo al que pertenece cada elemento. b) El elemento de mayor y el de menor energía de ionización. c) El elemento de mayor y el de menor radio atómico. 45.- a) Define el concepto de energía de ionización de un elemento. b) Justifica por qué la primera energía de ionización disminuye al descender en un grupo de la tabla periódica. c) Dados los elementos F, Ne y Na, ordénalos de mayor a menor energía de ionización. 46.- Si las configuraciones electrónicas de los elementos A, B, C, D y E son: B: 1s2 2s2 2p5 C: 1s2 2s2 2p6 A: 1s2 2s2 2p3 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?. e) Ordénalos en función de la primera energía de ionización explicando la razón. 47.- Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos o iones siguientes: K+ Ge4+ Br Si Ag+ (Z = 47) S2¿Cuál tiene mayor radio?. ¿Y menor?. Explica las respuestas. AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE) Es la energía implicada en el proceso por el cual un átomo en estado fundamental y gaseoso gana un electrón. Este proceso debería ser siempre exotérmico pero aquellos elementos con estructura electrónica estable se desestabilizan al ganar un electrón y tienen afinidad electrónica endotérmica (grupos 2 y 18): A(g) + 1 e- A1-(g) E = AE Las segundas afinidades electrónicas son todas endotérmicas (acercar un electrón a un ión negativo: hay que vencer fuerzas de repulsión). Dado que las variaciones exotérmicas de energía son negativas (energía final < energía inicial) hay que tener cuidado en utilizar los términos mayor y menor. Por eso es mejor hablar del valor absoluto de AE. La variación de la AE en la Tabla Periódica no sigue el patrón tan regular de la Energía de ionización pero hay ciertas reglas para los elementos con AE exotérmica: Los elementos que al ganar un electrón adquieren estructuras electrónicas simétricas (orbitales llenos o semillenos) tendrán AE exotérmicas con mayor valor absoluto (desprenden más energía al atrapar un electrón). Los elementos con mayor afinidad electrónica en valor absoluto son los halógenos (grupo 17) por la estructura s2p6 que adoptan al atrapar un electrón. En VALOR ABSOLUTO la AFINIDAD ELECTRÓNICA se hace mayor al aumentar Z* y al disminuir el radio (n). Dentro de los halógenos, el de mayor AE es el Cl y no el F debido a la mayor repulsión de los 7 electrones en el nivel 2 del F que en el nivel 3 del Cl. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 30 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo ELECTRONEGATIVIDAD (EN) Los elementos con gran energía de ionización y con gran afinidad electrónica (exotérmica) tienen una gran tendencia a atrapar un electrón y se llaman electronegativos. Por esa razón, cuando comparten un par de electrones con otros átomos, la nube electrónica compartida se desplaza hacia el lado del átomo más electronegativo y el enlace covalente se hace dipolar (exceso de nube negativa del lado electronegativo y defecto en la otra zona del enlace). La electronegatividad (EN) 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). Linus C. Pauling 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 Cuando la diferencia de EN entre dos átomos enlazados es mayor de dos (como ocurre entre los metales y los elementos más electronegativos), el desplazamiento es tan grande que nos encontramos ante átomos ionizados dando lugar a enlaces iónicos (no direccionales) Por tanto los enlaces se pueden dividir en: a) Covalentes puros: dos átomos enlazados con igual electronegatividad (dos átomos iguales Cl-Cl). b) Covalentes polares: dos átomos con diferencia de EN menor que 2 (por ejemplo O-N). c) Iónicos: átomos con diferencia de EN mayor que 2 (por ejemplo Na+ O-) En la práctica hay compuestos con enlaces covalentes polares que pueden romperse (formando iones) en unas determinadas condiciones (por ejemplo, en disolución acuosa). 6.- EJERCICIOS PROPUESTOS EN PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD 48.- Explica el significado de cada uno de los tres nº cuánticos que caracterizan un orbital y di cuales de los siguientes grupos (n, l, m) no son posibles, indicando las causas de la imposibilidad : a) (3, 2, 2) ; b) (3, 0, -1) ; c) (4, 2, 1) ; d) (1, 1, 0) ; e) (2, -1, 0). 49.- Indica el máximo número de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes números cuánticos, asigna los restantes y especifica los orbitales en los que pueden encontrarse los electrones. a) n = 2; s = +½. b) n = 3; l = 2. c) n = 4; l = 3; m = −2. 50.- a) ¿Qué caracteriza, desde el punto de vista de la configuración electrónica, a un metal de transición? b) Indica la configuración electrónica del ion hierro (II) y justifica la existencia de ese estado de oxidación. c) ¿Por qué existen siete clases de orbitales f ? 51.- Contesta razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Qué valores del número cuántico l son posibles para un valor de n=3? b) ¿Cuáles son los valores de n, l y m para un orbital 4 s? a) ¿Cómo se denominan los orbitales para los que l=2? ¿Qué número de ellos son posibles para este valor de número cuántico l? 52.- ¿Cuál de las siguientes series de números cuánticos están permitidas para un electrón en un átomo? n = 3 l = 1 m = -1 Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 31 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo n = 2 l = 2 n = 3 l = 1 n = 4 l = 2 Para aquellas que consideras permitidas, m = m = m = ¿en 0 2 1 qué tipo de orbital estaría situado el electrón? 53.- Dos electrones se encuentran situados en el mismo orbital atómico. a) ¿Cuál o cuáles de los números cuánticos de esos dos electrones presentan el mismo valor? b) ¿Cuál o cuáles números cuánticos presentan diferente valor? b) ¿Podría un tercer electrón situarse en ese orbital atómico? 54.- Indica: c) Cuál es la configuración electrónica para el estado fundamental del elemento químico boro. b) ¿Qué números cuánticos asignarías a los electrones de la última capa del citado elemento? c) Propón una configuración para un estado excitado del citado elemento. 55.- ¿Cuál o cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un estado fundamental o a un estado excitado para un átomo: b) 1s2 2s1 2p1 c) [Ne] 3s2 3p8 4s1 d) [Ar] 4s2 3d3 a) 1s2 2s2 ¿Alguna de las configuraciones anteriores contradice el principio de exclusión de Pauli?. 56.- El elemento químico nitrógeno, de número atómico 7, dispone de tres electrones situados en sus orbitales 2p. De las tres posibilidades que a continuación se indican: b)2px3 c) 2px12py12pz1 a) 2px2py1 indica, razonadamente, cual es la correcta y que principios o reglas incumplen las incorrectas. 57.- Las tres configuraciones electrónicas siguientes están relacionadas con el elemento de número atómico (1s2 2s2 2p3 3s1 ) (1s2 2s2 2p3 ). Justifícalo. Z=8 (1s2 2s2 2 p4 ) 58.- Dadas las configuraciones electrónicas de los átomos neutros A (1s2 2s2 p6 3s1) 6p1) indica, razonándolo, si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Se necesita energía para pasar de A a B. b) A y B representan elementos distintos. c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A. y B (1s2 2s2 p6 59.- Considera las especies químicas en, F-, N3-, Na+ : a) ¿Qué tienen en común ? b) ¿En qué se diferencian ? c) Ordénalas de menor a mayor tamaño. 60 .- Dados los elementos A (Z=13), B (Z=9) y C (Z=19) a) Escribe sus configuraciones electrónicas. b) Ordénalos de menor a mayor electronegatividad. c) Razona cuál tiene mayor volumen. 61.- a) Define afinidad electrónica. b) ¿ Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica? c) ¿ Justifica cómo varía la energía de ionización a lo largo de un periodo? 62.- Define: a) Energía de ionización. b) Afinidad electrónica. c) Electronegatividad. 63.- Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones: Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 32 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo X=1s22s2p1; Y=1s22s2p5; Z=1s22s2p63s2. a) Indica el grupo y el periodo en el que se encuentran. b) Ordénalos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad. c) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización? 64.- Cuatro elementos que llamaremos A, B, C y D tienen, respectivamente, los números atómicos: 2, 11, 17 y 25. Indica: a) El grupo y el periodo al que pertenecen. b) Cuáles son metales. c) El elemento que tiene mayor afinidad electrónica. 65.- Considera los posibles tránsitos para el electrón en el átomo de hidrógeno: 1s 2p 2s 3p 2s 4p 2p 3s a) ¿Para cuál de ellos es necesario aportar energía? b) ¿Para cuáles de ellos es necesario aportar la misma cantidad de energía? c) ¿Para cuál o cuáles de ellos es necesario aportar la mayor cantidad de energía? 66.- Compara los elementos químicos Li, K, C y F en cuanto a : a) ¿Cuál tendrá mayor radio atómico ? b) ¿Cuál tendrá mayor afinidad electrónica ? c) Ordénalos según valores crecientes de su energía de ionización. 67.- Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos de nº atómico Z= 11 y Z= 35 e indica razonadamente : a) Si son metálicos. b) Si tienen tendencia a ganar o a perder electrones. c) Cómo pueden ser los valores de la energía de ionización y de la afinidad electrónica (altos o bajos). d) El tipo de enlace que cabe esperar . 68.- Dadas las configuraciones electrónicas correspondientes a los átomos neutros que a continuación se D: 1s2 2s2 2p6 3s2 , indica escriben : A : 1s2 2s2 2p3 B: 1s2 2s2 2p5 , C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 , razonadamente : a) grupo y período al que pertenece cada elemento. b) qué elemento posee la mayor energía de ionización y cual la menor. c) qué elemento posee mayor radio atómico y cual menor. neutros : A: !s2 2s2 2p3 69.- Dadas las siguientes configuraciones que corresponden a átomos 2 2 5 2 2 6 2 2 6 1 2 2 6 2 B:1s 2s 2p C: 1s 2s 2p D: 1s 2s 2p 3s E : 1s 2s 2p 3s a) Ordénalas de forma que aumente gradualmente la primera energía de ionización, indicando la configuración electrónica de cada átomo ionizado. b) Indica el elemento cuya segunda energía de ionización es el más elevado. c) Indica la configuración electrónica del átomo doblemente ionizado. d) Indica razonadamente el átomo con mayor afinidad electrónica. e) Indica el elemento más electronegativo. f) Indica los elementos que presentan carácter metálico y ordénalos de mayor a menor. 70.- Contesta razonadamente a las siguientes preguntas. a) ¿Cual es el elemento que presenta la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 b) ¿Cual es el elemento alcalino de mayor tamaño ? c) ¿Cual es el elemento cuyo ión 2+ posee la configuración electrónica (Kr) 4d6. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 33 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo 71.- Considera los tres elementos cloro, bromo, iodo. a) Escribe la configuración electrónica de los tres elementos. b) Asigna, razonadamente, cada uno de los tres valores siguientes de la energía de ionización cada uno de los tres elementos : 10´4 ; 11´8 y 13´1 eV. a 72.- Para los elementos químicos A y B de números atómicos 20 y 35, respectivamente. Indica razonadamente, para cada uno de ellos: (a) Configuración electrónica; (b) Carácter metálico o no metálico; (c) Iones más estables. 73.- Indica razonadamente cuál de los siguientes elementos presenta: a) Mayor potencial de ionización: Na ó Mg. b) Una electronegatividad más alta: Si ó Cl. c) Un mayor carácter metálico: K ó Ca. 74.- La primera y segunda energía de ionización para el átomo de litio son respectivamente 520 y 7300 kJ/mol. Razona: (a) La gran diferencia que existe entre ambos valores de energía (b) ¿Qué elemento del sistema periódico presenta la misma configuración electrónica que el ión monoatómico del Li (c) ¿Cómo varía la energía de ionización para los elementos de un mismo grupo? 75.- La configuración electrónica más externa para un determinado elemento químico es 3s2 3p5. razonadamente: a) Si se trata de un elemento metálico o no metálico. b) Si su afinidad electrónica será elevada o poco elevada. c) Tipo de enlace que presentará su combinación con un elemento alcalino. Indica 76.- Compara los elementos químicos Li, K, C y F en cuanto a: a) ¿Cuál tendrá mayor radio atómico? b) ¿Cuál mayor afinidad electrónica? c) Ordénalos según valores crecientes de sus energías de ionización. 77.- Considera la familia de los elementos alcalinos. a) ¿Cuál es la configuración electrónica más externa común para estos elementos? b) Teniendo en cuenta como varían periódicamente sus propiedades, justifique cual de los elementos, cesio o sodio, debe presentar mayor tamaño atómico. c) ¿A cuál de estos elementos será más fácil arrancarle su electrón más externo? Justifica las respuestas. 78.- a) Escribe la configuración electrónica de los iones S2– y Fe2+. b) Indica un catión y un anión que sean isoelectrónicos con S2–. c) Justifica por qué la segunda energía de ionización del magnesio es mayor que la primera. 79.- a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s22s22p6 y 1s22s22p63s1. La primera energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro 496 kJ/mol. Asigna cada uno de estos valores a cada una de las configuraciones electrónicas y justifica la elección. b) La segunda energía de ionización del átomo de helio ¿será mayor, menor o igual que la energía de ionización del átomo de hidrógeno? Razona la respuesta. Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás Copérnico Página 34 APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Bloque 2: El átomo 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 4 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 5 6 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 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 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 Ce Th Pr Pa Nd U 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 10 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 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 * ** Pm Np Sm Pu Eu Am Gd Cm Tb Bk Dy Cf Ho Es Er Fm Tm Md Yb No Lu Lw Primer valor: radio atómico en Ao Segundo valor : radio covalente en Ao Tercer valor: volumen molar meyer en cm3 /mol Cuarto valor: 1ª energía de ionización en eV Quinto valor: afinidad electrónica en kj/mol Sexto valor: electronegatividad Pauling Departamento Física y Química I.E.S. 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