los atomos-t4

IES Fuente Luna (Pizarra) FQ 1º Bachillerato

Eric Calvo Lorente T4: Los átomos

Tema: Los átomos. Ej.1/ Pág79

La materia es eléctricamente neutra porque las cargas positivas estánneutralizadas por las negativas. Desde el punto de vista atómico, esto significaríaque un átomo posee tantos electrones como sean necesarios para equilibrar lacarga positiva.En el átomo de Thomson, la electrización se correspondería con la pérdida oganancia de estos electrones en el proceso de electrización.Puesto que la tendencia es la electroneutralidad, la aproximación de cuerpos decarga opuesta se debe a que los electrones tienden a redistribuirse para alcanzardicho estado de neutralidad; la consecuencia es la atracción electrostática de estetipo de cuerpos. El acercamiento de cuerpos con el mismo tipo de carga nopermite esa redistribución, lo que se traduce en una repulsión eléctrica.

Ej.2/ Pág79Al estar los electrones embebidos en la gran masa positiva, el símil es el mismoque el de dicho pastel.

Ej.3/ Pág 81K: 39,10u → 38,96u39,96u (despreciable)40,96u ¿Abundancias relativas?

ó 1: %ó 2: (100 − )% → 39,10 = , , .( ) → 3910= 38,96 + 4096 − 40,96 → 2 = 186 → = 93%El isótopo1 tiene un 93% de abundancia, por lo que el isótopo2 tendrá un 7%.

Ej.4/ Pág 81

p+ 8 8 8 7 9 7n0 8 8 9 9 7 9e- 8 6 8 8 11 7ISÓTOPOS ;IONES ← ←



Ej.5/ Pág 85 ?= 1,2, … ,5= 5,29. 10= .= 1 → = 5,29. 10= 2 → = 2,12. 10= 3 → = 4,76. 10= 4 → = 8,469. 10= 5 → = 1,32. 10 Ej.6/ Pág 85 5 ( = 5)

Los electrones que se localicen en este tipo de orbitales tendrán un númerocuántico principal n=5, como ya hemos indicado. Los valores que podrá tener elnúmero cuántico secundario serán 0, 1, 2, 3, 4. En concreto para el subnivel L=2(orbitales d), el número de orientaciones diferentes serán las que determinen losvalores del número cuántico magnético (-2, -1, 0, 1, 2).

6 ( = 6)Los electrones que se localicen se localicen en este tipo de orbitales tendrán unnúmero cuántico principal n=6, como ya hemos indicado. Los valores que podrátener el número cuántico secundario serán 0, 1, 2, 3, 4, 5. En concreto para elsubnivel L=3 (orbitales f), el número de orientaciones diferentes serán las quedeterminen los valores del número cuántico magnético (-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3).

Ej.7/ Pág¿Son posibles?3,0,0, + →4,2,2, + →2,1,1, − →7,2,3, − → ; −2 ≤ ≤ 20,1,2, → ; −1 ≤ ≤ 1(3,0,0, − ) →



Ej.8/ PágIdentifica el orbital: 3,0,0, + 12 → 34,2,2, + 12 → 42,1,1, − 12 → 23,0,0, − 12 → 3

Ej.9/Pág¿Cuántos electrones habrá en el conjunto de orbitales n=3?

= 3 →

= 0 → = 0 → == −

= 1 →= −1 → == −= 0 → == −= 1 → == −

= 2 →

= −2 → == −= −1 → == −= 0 → == −= 1 → == −= 2 → == −

Habrá, pues, un total de 18 e-



Ej.10/PágConfiguración electrónica ( = 20): 1 2 2 3 3 4( = 50): 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5( = 55): 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6( = 7): 1 2 2( = 53): 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5( = 56): 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6( = 13): 1 2 2 3 3( = 54): 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5

Ej.11/Pág¿Estado fundamental o excitado?1 2 2 4 : , 3 3 .í : 1 2 2 31 2 2 : .1 2 2 3 : . á 6í : 1 2 2 3 31 2 2 3 : , 2í : 1 2 2

Ej.12/Pág¿Estado fundamental o excitado?1 2 : , 2 .í : 1 2 23 : , 1 , 2 2 .í : 11 2 2 3 3 : , 3 4 .í : 1 2 2 3 31 2 2 : , 2í : 1 2 2

Ej.13/PágConfiguración electrónica Ge(Z=32). Números cuánticos electrones último nivel.( = 32): 1 2 2 3 3 4 3 4Último nivel:4 : 4,0,0, + 12 ; 4,0,0, − 124 : 4,1, −1, + ; 4,1,0, + (Hund)



Ej.14/PágConfiguración electrónica Ca (Z=20). ¿Cuántos electrones con L=1 y con L=2?( = 20): 1 2 2 3 3 4Electrones con L=1: 12 electrones, los correspondientes a orbitales pElectrones con L=2: 0 electrones. Corresponderían a orbitales d

Ej.15/PágConfiguración electrónica Ca (Z=20). ¿Cuántos electrones con m=1?( = 20): 1 2 2 3 3 4

Electrones con m=1: 4 electrones, los correspondientes una de lasorientaciones de los orbitales p, en este caso del 2p y 3p

Ej.16/Pág¿Qué es un átomo en estado excitado?Aquel en el que no todos los electrones se hallan dispuestos en orden creciente deenergía. En este caso, alguno de estos electrones se encuentra en un nivel deenergía superior al que le correspondería. La causa será la absorción de un fotóncon la energía necesaria para realizar un salto electrónico.

Ej.17/PágConfiguración electrónica cloro (Z=17)( = 17): 1 2 2 3 3

Como podemos ver, el cloro necesita un electrón para completar su capa devalencia. Será un elemento muy reactivo, con gran tendencia a captar dichoelectrón. Puede suponerse que poseerá una valencia (-1).Se formará un ión monovalente Cl- (ión cloruro)( = 17): 1 2 2 3 3

Ej.18/PágCarga=-3Configuración Ne (Z=10)¿ión?Si tiene carga -3 quiere decir que ha ganado 3 electrones, por lo tanto, en suestado neutro, tendrá 7 electrones.Se tratará del nitrógeno.En este caso: N-3



Ej.19/Pág¿Configuración del nivel de valencia?: 3 3 → 18; Í 3: 4 3 4 → 13; Í 4: 5 4 5 → 14; Í 5: 6 → 2; Í 6: 4 3 → 8; Í 4: 4 3 4 → 17; Í 4

Ej.20/Pág¿Grupo y período? 5 → 2; Í 54 3 → 7; Í 43 3 → 14; Í 34 4 → 18; Í 45 4 → 11; Í 54 → 1; Í 4

Ej.21/PágPorque también aumenta el número de protones que posee el núcleo, por lo quela atracción electrostática ejercida es mayor.

Ej.22/PágOrdenar por tamaño: Si, Ca, F, O, Rb, INecesitamos obtener sus configuraciones electrónicas:( = 14) → 1 2 2 3 3( = 20) → 1 2 2 3 3 4( = 9) → 1 2 2( = 8) → 1 2 2( = 37) → 1 2 2 3 3 4 3 4 5( = 53) → 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5Entre F y O, con electrones en el nivel 2, el menor es el flúor, puesto que,perteneciendo todos los electrones al mismo nivel, el F posee mayor número (y,por tanto, mayor número de protones, que acentúan la atracción electrostática delos electrones)Seguiría al Si, con electrones de valencia en orbitales de nivel 3Seguidamente, el Ca, con orbitales de valencia en el nivel 4Nos quedaría por determinar el orden entre Rb y I. Ambos tienen su capa devalencia en el 5º nivel. El iodo, al poseer un mayor número de electrones, tienemás completo el nivel que el rubidio (está más a la derecha), por lo que su tamañoserá menor.Así pues, sería, según lo estudiado: < < < < <(Por cuestiones que escapan a nuestro nivel, consideraremos correcto este orden,aunque el verdadero sea: < < < < < )



Ej.23/Pág¿Descenso energía ionización con Z?“Se trata de la energía que debe suministrarse a un átomo aislado de un elementoen estado gaseoso, para arrancarle su electrón más externo”.Dentro de un grupo, a medida que descendemos por él (aumenta Z, el electrón sehalla más débilmente unido al núcleo, al tratarse de niveles electrónicos mayores,por lo que la E.I será menor. Por su parte, en un mismo período, a pesar deencontrarnos en un mismo nivel electrónico, la al aumentar Z, carga nuclearaumenta, con lo que la atracción por parte del núcleo es mayor, y mayor será laenergía necesaria para arrancar ese electrón.

Ej.24/PágOrdena por orden creciente de P.ISi, Ca, F, O, Rb, SrNecesitamos conocer sus configuraciones electrónicas:

ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ORDEN( = 14) 1 2 2 3 3 4( = 20) 1 2 2 3 3 4 3( = 9) 1 2 2 6( = 8) 1 2 2 5( = 37) 1 2 2 3 3 4 3 4 5 1Sr (Z=38) 1 2 2 3 3 4 3 4 5 2

Ej.25/PágOrden creciente de afinidad electrónica.Cl, F, C, Si, C, Al“La afinidad electrónica se define como la energía que liberará un átomo, enestado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo oanión”.En función de nuestro nivel de conocimientos:

ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ORDEN( = 14) 1 2 2 3 3 2( = 17) 1 2 2 3 3 6( = 9) 1 2 2 5( = 6) 1 2 2 4( = 13) 1 2 2 3 3 1( = 15) 1 2 2 3 3 3



Ej.26/Pág¿Por qué si P.I es alto, A.E es baja?Si recordamos la definición de cada uno de los conceptos, observaremosfácilmente que cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a captar un electrón,menor será la posibilidad de poder arrancarlo, y viceversa.

Ej.27/PágOrden creciente de electronegatividad.“Medida de la tendencia de un elemento a atraer hacia sí el par de electronesimplicado en el enlace con otro átomo”.

ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ORDEN( = 14) 1 2 2 3 3 3( = 20) 1 2 2 3 3 4 2( = 9) 1 2 2 5( = 8) 1 2 2 4( = 37) 1 2 2 3 3 4 3 4 5 1

Ej.28/PágOrden creciente de carácter metálico.“Los metales se caracterizan por tener bajas energías de ionización yelectronegatividades, con lo que la tendencia a formar cationes es elevada”.

ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ORDEN( = 14) 1 2 2 3 3 3( = 20) 1 2 2 3 3 4 5( = 9) 1 2 2 1( = 8) 1 2 2 2( = 37) 1 2 2 3 3 4 3 4 5 6( = 31) 1 2 2 3 3 4 3 4 4

Ej.29/Pága) ¿Por qué el carbono en su forma de diamante es aislante?b) ¿Por qué el silicio y el germanio se usan como semiconductores?c) ¿Por qué Sn y Pb son materiales conductores de la electricidad?

Todos los elementos pertenecen al mismo grupo (14), llamado TÉRREOS. Eneste grupo, el C puede considerarse un NO METAL, Si y Ge son SEMIMETALES,en tanto que Sn y Pb tienen comportamiento metálico. En los metales, lacirculación electrónica se produce, no así en los no metales (el diamante es uncristal en el que los electrones están localizados en cada átomo). En cuanto alos semimetales, tendrán unas características intermedias, es decir, podrán serconductores o aislantes en función de determinadas variables.



Ej.30/PágLa presencia de un campo eléctrico nos daría la respuesta, puesto que si ladesviación del haz luminoso se produjese hacia el electrodo positivo, indicaría laexistencia de una carga negativa en las partículas que conforman el rayo. Dado elcaso, estas procederían del electrodo negativo, por lo que se trataría de rayoscatódicos. La desviación hacia el electrodo negativo indicaría la positividad en lacarga de las partículas; en este caso, se trataría de rayos canales o anódicos,surgidos del electrodo positivo.

Ej.31/Pága) Indicaría que esa partícula sería común a todos los átomos,

independientemente del elemento utilizadob) Se desprendería lo contrario. Esa “partícula” sería diferente para cada

elemento. Indicaría, pues, que, tras despojar al átomo del electrón(electrones), la partícula resultante sería característica de cada elemento."trampa", óí ó ó , ó ,í á ., , ó ,resto del átomo. " á í .

Ej.32/PágPuesto que la gran mayoría de las partículas alpha atraviesan la lámina, estoindicará que la mayor parte está desprovista de carga eléctrica. Los escasosrebotes (0,01%) hacen suponer la existencia de una pequeñísima zona con unaalta densidad de carga positiva.Una interpretación posible sería postular que el átomo estaría constituido por unnúcleo muy pequeño en comparación con el átomo, pero con una elevada carga(es decir, con los protones situados en él). A su alrededor, los electrones, a grandistancia del núcleo, y moviéndose alrededor de él. Esta gran separaciónsupondría pensar que el átomo está constituido, mayoritariamente, por vacío.

Ej.33/PágLa manera de neutralizar esa atracción electrostática sería girando alrededor delnúcleo en órbitas circulares, con una velocidad tangencial que permitiera“compensar” esa fuerza. La atracción electrostática sería una fuerza centrípeta.



Ej.34/Pág = 10¿ á 1 ≡ 10 ?ú á = 102.10 á = 5.10 á

Ej.35/PágCompletara) ¿mismo elemento químico?b) ¿Cuáles son isótopos?c) ¿especies imposibles?ELEMENTO Z A NEUTRONES ELECTRONES CARGA

b 5 11 6 5 0c 6 11 5 6 0d 5 11 6 7 -2e 11 5 6 ------- 0f 11 20 9 8 +3

a) b y c son el mismo elemento químico (igual Z). El primero es el elemento, entanto que el segundo es un anión divalente.

b) No hay isótoposc) e es imposible, al ser A<Z, cosa, por otro lado, imposible.

Ej.36/Pág→ 10,01319,6%→ 11,00980,4%¿masa atómica del boro?

ó = (10,013.19,6) + (11,009.80,4)100 = 10,81 Ej.37/Pág

Si supusiésemos que la energía de una radiación no estuviese cuantizada, es decir,no estuviese formada por cuantos de energía (fotones), su energía dependería desu intensidad (o brillo, si fuera visible).En estas circunstancias, y considerando que la intensidad es igual a la energía queincide, cada unidad de tiempo, en una unidad de superficie, todas las radiacionesproducirían los mismos efectos siempre y cuando se mantuviesen durante eltiempo suficiente como para que toda la energía fuese absorbida por el material.



Ej.38/PágSi el efecto fotoeléctrico se produce porque al incidir la radiación sobre un cátodometálico, esta es capaz de arrancar electrones de su superficie, es lógico pensarque, en función del elemento que lo constituya (el cátodo), la energía que debaemplearse dependa de lo fuertemente ligado que se encuentre dicho electrón alnúcleo. En otras palabras, dependerá del potencial de ionización del metal. Cuantomayor sea su potencial de ionización, más energía se necesitará arrancar elelectrón, por lo que la radiación electromagnética tendrá que ser más energética.

Ej.39/PágVerdadero o falso.a) Veamos. Según Rutherford, la distancia (RADIO DE LA ÓRBITA) al núcleo viene

dada por la expresión: = .= 1 → == 2 → = 4

Por lo tanto, la distancia del segundo electrón será el cuádruplo. FALSO

b) Veamos. Según Rutherford, la ENERGÍA de una órbita viene dada por laexpresión:

= −= 1 → = −= 2 → = El electrón de la segunda órbita tendrá una cuarta

parte de la energía del primer nivel. FALSO

c) Veamos: [ → : ∆ = − = −4 − (− ) = 34[ → : ∆ = − = −25 − −16 = 9400FALSO



Ej.40/PágEl modelo de Böhr establece la existencia de órbitas cuantizadas. Esto quiere decirque no todas las órbitas son posibles, sino tan sólo aquellas en las que el electróncumple una serie de condiciones (2º Bachillerato). En cualquier caso, el electrónpuede pasar de unas órbitas a otras de nivel superior sólo si absorbe la energíanecesaria para hacerlo; en este caso, el electrón se encontraría en un estadoexcitado. De igual modo, la manera de retornar a su nivel inicial (fundamental)sería emitiendo (devolviendo) esa energía.La luz blanca está formada por la totalidad de las radiaciones del espectroelectromagnético, cada una con su energía correspondiente.Si se hace incidir un haz de luz blanca sobre una muestra gaseosa de un elementoquímico, determinadas bandas (energías) serán absorbidas por los átomos.Aquellas que se correspondan a las energías necesarias para los diferentes saltoselectrónicas desde el estado fundamental hasta los diferentes estados excitados.Por lo tanto, tras atravesar la muestra gaseosa, un análisis de la luz indicaría la“desaparición” de esas líneas correspondientes a las energías utilizadas en dichostránsitos.En cuanto a los espectros de emisión, estos serían complementarios a los deabsorción, puesto que se trataría del proceso por el cual los electrones reemitendicha energía para retornar a su estado fundamental.

Ej.41/Pág6 rayas, evidentemente

Ej.42/Pág¿Existen estos niveles de energía?

2d No existe7s Si existe3p Si existe3f No existe1p No existe5f Si existe5d Si existe4d Si existe

También puede responderse a partir del desarrollo de los números cuánticos(como en el ejercicio 9).



Ej.43/PágÓRBITA Trayectoria seguida por el electrón en su recorrido alrededor del

núcleo. Se trata de un concepto procedente del modelo deRutherford, existente también en el modelo de Böhr

ORBITAL Zona del espacio, alrededor de un núcleo, donde la probabilidad deencontrar un electrón es superior al 99%. Se trata de un conceptomecanocuántico

Ej.44/PágMasa de carga positiva THOMSON

Electrón con movimiento ondulatorio MECANOCUÁNTICO

Explica el espectro del átomo de hidrógeno RUTHERFORD

Número cuántico n BÖHR

Electrones en orbitales MECANOCUÁNTICO

Partícula indivisible DALTON

Número cuántico m BÖHR

Explica todos los espectros atómicos MECANOCUÁNTICO

Cuantización de la energía BÖHR

Electrones girando alrededor de un núcleo RUTHERFORD

Nivel de energía BÖHR

Electrones describiendo órbitas (BÖHR)

Probabilidad de encontrar al electrón MECANOCUÁNTICO



Ej.45/PágMODELO ESQUEMA EXPLICA NO EXPLICADALTON - Leyes ponderales - Electrización de la

materia- Los fenómenos

en los tubos dedescargas

THOMSON - Existencia deelectrones

- Fenómenos deelectrización

- Los fenómenos enlos tubos dedescargas

- ExperimentoRutherford

RUTHERFORD - ExperimentoRutherford

- Espectrosatómicos

- Colapsoelectrónico

BÖHR - Espectros atómicos- Colapso electrónico- Espectro H- Espectros

absorción y emisión- Explicación

particularidad decada espectroatómico

- Espectros átomospolielectrónicos

- Configuracioneselectrónicas conlos cuatronúmeroscuánticos

MECANOCUÁNTICO - Espectros átomospolielectrónicos

- Configuracioneselectrónicas con loscuatro númeroscuánticos

Ej.46/Pág

= 2 →= 0 → = 0 → == −

= 1 →= −1 → == −= 0 → == −= 1 → == −

El nivel 2 no dispone de orbitales d



= 3 →

= 0 → = 0 → == −

= 1 →= −1 → == −= 0 → == −= 1 → == −

= 2 →

= −2 → == −= −1 → == −= 0 → == −= 1 → == −= 2 → == −

El nivel 3 tampoco dispone de orbitales f

Ej.47/Pág2,1,0, 12 Posible

3,3,0, −12 No es posible. L=0,…,(n-1)4,0,0, −12 Posible6,4,5, −12 No es posible. m=-L,….,0,…..,L

1,1,0, 12 No es posible. L=0,…,(n-1)

5,2,2, 12 Si es posible



Ej.48/Pág2,1,0, 12 → 24,0,0, −12 → 45,2,2, 12 → 5 Ej.49/Pág3 n=3; L=2; m=-2,-1,0,1,2; s=±1/27 n=7; L=4; m=-4,-3,-2,-1,0,1,2,3,4; s=±1/24 n=4; L=0; m=0; s=±1/22 n=2; L=1; m=-1,0,1; s=±1/2

Ej.50/Pág

= 2 → = 0 → = 0 → 2= 1 → = −1 → 2= 0 → 2= 1 → 2á 8 á

= 4 →

= 0 → = 0 → 2= 1 → = −1 → 2= 0 → 2= 1 → 2= 2 → = −2 → 2= −1 → 2= 0 → 2= 1 → 2= 2 → 2= 3 →

= −3 → 2= −2 → 2= −1 → 2= 0 → 2= 1 → 2= 2 → 2= 3 → 2á 32 á Ej.51/Pág

Una probabilidad del 100% indicaría tener certeza de dónde se encuentra elelectrón, pero el principio de incertidumbre de Heisenberg nos indica que todamedida está sujeta a error. El error es consustancial a la propia medida, puestoque al realizar cualquier medición, siempre se producirá una alteración del sistemaestudiado.



Ej.52/PágConfiguraciones electrónicasAr Z=18) 1 2 2 3 3Fe (Z=26) 1 2 2 3 3 4 3Sm (Z=62) 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6 4 ∗

Ej.53/Pág1 2 2 4 Un electrón del nivel 2p estaría excitado al nivel4s1 2 2 3 3 Estado fundamental (Hund)1 2 2 3 3 4 3 4 Imposible. Los orbitales d tienen un máximo de10 electrones

Ej.54/Pág1 2 2 3 3 4 3 4 6 electrones 4p, junto a 2 electrones 5s y a 6electrones 4d han sido excitados hasta el nivel4f1 2 2 Un electrón del nivel 1s ha sido excitado hastael nivel 2p1 2 2 3 Dos electrones correspondientes al nivel 2phan sido excitados hasta el nivel 3s

Ej.55/Pág ( = 47): 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 ∗El último nivel se corresponde con los electrones del nivel 5s:5,0,0, 12 ; (5,0,0, −12 )

Ej.56/PágSi (Z=14)¿Electrones con spin -1/2? ( = 14): 1 2 2 3 3, á í− 12 . , ú áPosible, según Hund. Esto nos da dos posibilidades: que existan bien 6 u 8electrones con spin -1/2.



Ej.57/Pág ( = 56): 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6= 1: → 24= 2: → 20 Ej.58/Pág ( = 56): 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6= 1: , , ∶ 12

En los orbitales p, m=-1,0,1En los orbitales d, m=-2,-1,0,1,2En los orbitales f, m=-3,-2,-1,0,1,2,3

Ej.59/Pág

GRUPO 2 16 17Ca (Z=20) S (Z=16) Cl (Z=17)Sr (Z=38) Se (Z=34) Br (Z=35)Ba (Z=56) Te (Z=52) I (Z=53)

Ej.60/Pág −−−−− Ej.61/Pág : 4 4: 6: 5 4: 6: 4 3: 6 4 5 6 Ej.62/Pág

7 : 1; Í 71 : 18; Í 14 3 : 12; Í 42 2 : 16; Í 26 4 5 : 7; Í 63 3 : 18; Í 3



Ej.63/PágSr (Z=38): 1 2 2 3 3 4 3 4 5Si pierde dos electrones, adquirirá configuración electrónica de gas noble (Kr)

Sr+2 (Z=38): 1 2 2 3 3 4 3 4 Ej.64/Pág

Será un elemento con un Z tres unidades mayor que el neón. Este será elAluminio.

Ej.65/PágLa capa de valencia de estos elementos es ns2 (n-1)dx.La mayoría se convierten en cationes divalentes al perder los dos electrones delorbital s.

Ej.66/PágEl átomo de hidrógeno posee un solo electrón.Cuando se encuentra ante otro átomo, puede tener dos comportamientos:a) Que gane un electrón (H-), de manera que complete su última capa y adquiera

la configuración electrónica del helio. Este comportamiento es el que siguenlos elementos del grupo 17 (halógenos)

b) Que pierda un electrón y se convierta en un núcleo desprovisto de electrón (H+

o protón). Este comportamiento similar a de los elementos del grupo 1(alcalinos)

Ej.67/PágPuesto que al aumentar, dentro de un grupo, el número atómico, los electrones sevan disponiendo en niveles de energía cada vez más alejados del núcleo

Ej.68/Pág

H Z=1 1Sn Z=50 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5Be Z=4 1 2Na Z=11 1 2 2 3N Z=7 1 2 2O Z=8 1 2 2

H<O<N<Be<Na<Sn



Ej.69/Pág

S-2 Z=16 1 2 2 3 3Cl- Z=17 1 2 2 3 3Ar Z=18 1 2 2 3 3K+ Z=19 1 2 2 3 3

Ca+2 Z=20 1 2 2 3 3P-3 Z=15 1 2 2 3 3

Cuanto mayor sea el número de protones, mayor será la atracción electrostáticaque sufrirán los electrones de la última capa. Así:P-3< S-2< Cl-< Ar< K+< Ca+2

Ej.70/PágEn un mismo período, los átomos van completando los electrones en el mismonivel electrónico de valencia.Recordemos que el potencial de ionización es la energía que debe suministrarse aun átomo aislado de un elemento en estado gaseoso, para arrancarle su electrónmás externo.A medida que aumenta Z, también lo hace la carga nuclear, por lo que más fuertees la atracción que sufren los electrones. Esto se traduce en la necesidad derecurrir a mayores cantidades de energía para poder arrancar esos electrones

Ej.71/PágOrden creciente de P.I

ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ORDEN( = 1) 1 5( = 55) 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6 1( = 4) 1 2 3( = 11) 1 2 2 3 2( = 7) 1 2 2 4(Ver ejercicio anterior)

Ej.72/PágLos gases nobles poseen una enorme estabilidad. Desde el punto de vista químico,son muy poco reactivos. La causa de ello se debe a que todos ellos tienencompleta la capa de valencia (ns2 np2, salvo el He: 2s2). Arrancarles un electrónsupondría alejarlos notablemente de esa estabilidad. Por tanto, la energía queserá necesaria para liberar al electrón debe ser muy alta.



Ej.73/PágEnergía de Ionización: Se trata de la energía que debe suministrarse a un átomoaislado de un elemento en estado gaseoso, para arrancarle su electrón más externo.Electronegatividad: Medida de la tendencia de un elemento a atraer hacia sí el parde electrones implicado en el enlace con otro átomo.

De las dos definiciones se desprende que aquellos elementos químicos a los queresulta fácil arrancar el electrón (bajo potencial de ionización) serán aquellos que,en el caso de formar enlace, tendrán menor tendencia a atraer el par electrónicohacia si (baja electronegatividad).

Ej.74/Pág Orden creciente de electronegatividad

ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ORDEN( = 1) 1 4( = 55) 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6 1( = 4) 1 2 3( = 11) 1 2 2 3 2( = 7) 1 2 2 5El hidrógeno tiene menor tendencia a atraer el par electrónico que el nitrógeno ya quesu tendencia a perder ese electrón es también grande.

Ej.75/PágLa configuración electrónica de los elementos que constituyen el grupo 14 es ns2

np2.Como vemos, para adquirir configuración electrónica de gas noble, deberíanperder 4 electrones o bien ganar 4 electrones. Por otro lado, el carácter metálicoestá relacionado con la tendencia a perder electrones (y el no metálico estaríarelacionado con la capacidad para ganarlos).Conocido todo ello, si observamos el carbono, los electrones de la capa devalencia estarán mucho más cercanos al núcleo de lo que lo estarán los del plomo.Ello se traduce en una mayor atracción electrostática en el caso del carbono. Portanto, desprenderse de esos electrones será mucho más costoso, en términosenergéticos; por su parte, la energía necesaria para arrancar esos electrones en elcaso del plomo será sensiblemente menor. Por lo tanto, el plomo tendrá uncarácter ciertamente metálico, ya que su tendencia será la de perder electrones.(El carbono, por su parte, tiene una tendencia intermedia; esto se traduce en laformación de enlaces covalentes, en los que se compartirán electrones. Esta esuna característica propia de los no metales, pero ello se verá en el tema siguiente)

los atomos-t4

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u despreciable

istopos iones