los modelos atómicos y el sistema periódico
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A principios del siglo XIX, John Dalton formuló su propuesta de que la materia estaba constituida por átomos indivisibles. Sin embargo, el descubrimiento de partículas que tenían menos masa que el menor de los átomos conocidos hizo necesario suponer que el átomo no era indivisible, y los científi cos se centraron en descubrir su estructura interna. Otro campo de investigación en el siglo XIX estaba relacionado con las propiedades de los elementos conocidos por enton-ces y de los nuevos que se iban descubriendo. Asimismo, se intentaba determi-nar algún tipo de «orden y regularidad» en las propiedades de los elementos, hecho que dio lugar a la tabla periódica.
En esta unidad estudiaremos la evolución histórica de los modelos atómicos y justifi caremos la estructura electrónica de los átomos, lo que nos conducirá a la interpretación de las propiedades periódicas.
Contenidos
1 Los primeros modelos atómicos
2 El modelo atómico de Rutherford
3 El modelo atómico de Bohr
4 Profundización del modelo de Bohr
5 La tabla periódica
6 Propiedades periódicas
Revisión de la unidad
Ejercicios resueltos
Cuestionario fi nal
Los modelos atómicos y el sistema periódico2
UNIDAD
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1 LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS
A lo largo de la historia, los científi cos han tratado de explicar y justifi car la realidad circundante; para ello han elaborado numerosas representaciones conceptuales que facilitan la comprensión y la interpretación de los fenómenos observados. Cada una de estas representaciones recibe el nombre de modelo.
A partir de un modelo pueden llegar a deducirse propiedades que son desconocidas en la época en que este ha sido enunciado. Si experiencias posteriores confi rman di-chas propiedades, el modelo gana validez; si, por el contrario, se descubren incohe-rencias o fenómenos que no pueden ser explicados mediante el modelo, este queda invalidado –y puede que reemplazado por otro modelo posterior–.
Un modelo atómico es una representación ideal del átomo que permite explicar las propiedades de la materia de forma coherente con los datos obtenidos empírica-mente.
El modelo atómico de Dalton
Como ya hemos visto en la unidad anterior, Dalton fue el primer científi co que esta-bleció en la era moderna que la materia está formada por átomos.
Dalton concebía el átomo como la porción más pequeña de materia, una porción indivisible. Sin embargo, investigaciones posteriores llevaron al descubrimiento de partículas que tenían menos masa que el menor de los átomos conocidos. Estas par-tículas parecían formar parte de todos los átomos, por lo que debían ser constituyen-tes de este.
La idea del átomo indivisible de Dalton tuvo que ser abandonada, y la estructura atómica pasó a ser un importante campo de investigación que dio lugar a la elabo-ración de distintos modelos atómicos.
El modelo atómico de Thomson
La primera partícula subatómica en descubrirse fue el electrón (e−). El mérito de ello se le atribuye a Joseph John Thomson, quien mediante una serie de experimentos pudo evidenciar la naturaleza corpuscular de los rayos catódicos al hallar que estos estaban formados por partículas de carga negativa. Thomson pensó que dichas partí-culas debían proceder del interior de los átomos, lo que signifi caba que los átomos eran, de hecho, divisibles.
En 1904, Thomson propuso un modelo atómico, conocido como budín de pasas, en el que los átomos se presentan como pequeñas esferas de materia uniformes y homogéneas, cargadas positivamente, que contienen en su interior electrones en nú-mero sufi ciente para que todo el conjunto sea neutro y en las posiciones adecuadas para que las fuerzas eléctricas den lugar a un equilibrio electrostático (FIGURA 1).
Sin embargo, experimentos de dispersión de partículas cargadas mostraron muy pronto las carencias de este modelo, que no podía justifi car ciertas propiedades de la materia.
FIGURA 1 Representación del modelo atómico de Thomson, también conocido como budín de pasas.
Joseph John Thomson (1856 – 1940).
Los modelos atómicos y el sistema periódico 2
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2 EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Ernest Rutherford había observado que un haz de partículas alfa positivas (que pos-teriormente identifi có como núcleos de helio) era parcialmente difundido al pasar a través de una delgada película de mica o de metal. Este fenómeno resultaba particu-larmente interesante, pues el análisis de la difusión de las partículas alfa podía dar pistas respecto de la estructura interna del átomo.
El experimento de Rutherford
En 1910, Rutherford propuso a sus colaboradores Geiger y Marsden que prepararan el montaje experimental necesario para ver si las partículas alfa podían sufrir retroceso, es decir, desviación con ángulos superiores a 90°. El propio Rutherford no creía posi-ble la existencia de estos retrocesos, puesto que sus cálculos a partir del modelo de Thomson indicaban que las partículas alfa se desviarían al atravesar la lámina con ángulos del orden de 1° como máximo.
Contrariamente a lo que esperaban hallar, Geiger y Marsden dieron con retrocesos en una relación aproximada de 1/10.000. La existencia de desviaciones de ángulos grandes con probabilidad baja pero diferente de cero no podía explicarse mediante el modelo de Thomson.
fuente de partículas
partícula rebotada
partículas desviadas
partículas no desviadas(mayoría)
lámina muy fina
pantalla fluorescente
FIGURA 2 El montaje experimental de Geiger y Marsden consistía en una fuente de partículas alfa orientada hacia una lámina de oro que estaba rodeada por una pantalla detectora.
El nuevo modelo nuclear y planetario
Según Rutherford, el retroceso experimentado por algunas partículas alfa debía ser el resultado de una colisión simple. Para que esta colisión sea posible es necesario que la distancia entre el núcleo y la partícula alfa sea muy pequeña, de manera que la fuerza eléctrica de repulsión sea muy intensa, lo que implica necesariamente que la carga positiva del átomo esté concentrada en un pequeño núcleo.
Estas consideraciones llevaron a Rutherford a proponer un nuevo modelo, en el que se distinguían dos elementos:
1. El núcleo central, donde se concentra la carga positiva y casi toda la masa. Este núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño total del átomo, y por ello las partículas alfa lo atraviesan sin difi cultad; solamente las partículas alfa que en-cuentran un núcleo en su trayectoria son desviadas o rechazadas por intensísimas fuerzas eléctricas repulsivas.
Ernest Rutherford (1871 – 1937).
Representación de un átomo polielectrónico según el modelo atómico de Rutherford.
FIGURA 3 Representación del átomo de hidró-geno según el modelo atómico de Rutherford.
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2. La corteza electrónica, donde se concentran los electrones, partículas de carga negativa (e−) que, girando a gran velocidad alrededor del núcleo, describen órbitas circulares semejantes a las del sistema planetario. La suma de las cargas eléctricas de los electrones es igual a la carga positiva del núcleo siempre que el átomo sea neutro, y el espacio entre el núcleo y la corteza está vacío.
Se puede decir que, aunque en la FIGURA 3 la relación entre los radios del núcleo y del átomo es de 1 a 10 aproximadamente, el modelo de Rutherford supone una relación de 1 a 10.000, la misma que existe entre una nuez y un campo de fútbol.
Carencias del modelo
Rutherford era consciente de que su modelo entraba en contradicción insalvable con ciertas evidencias empíricas y, además, no explicaba correctamente ciertos fenómenos.
1. El modelo entra en contradicción con la teoría electromagnética clásica, según la cual toda carga acelerada debe irradiar energía continuamente en forma de ondas electromagnéticas a expensas de su energía mecánica. Siendo el electrón una car-ga acelerada (puesto que posee aceleración centrípeta), emitiría radiación que se traduciría, de acuerdo con el principio de la conservación de la energía, en pérdida de energía mecánica. Dicha pérdida de energía mecánica supondría la disminución de la velocidad del e−, y por tanto su caída en espiral hacia el núcleo. En conse-cuencia, el átomo tal y como lo imaginaba Rutherford sería inestable y se auto-destruiría.
2. El modelo de Rutherford no permite explicar los espectros discontinuos de emi-sión. Pero ¿qué son los espectros discontinuos?
Espectros de emisión
Los vapores de un elemento encerrados en una ampolla de vidrio y sometidos a una descarga eléctrica emiten luz. La composición de la luz emitida por los elementos puede ser analizada en un aparato llamado espectroscopio.
El espectroscopio (FIGURA 4) contiene un prisma de base triangular que refracta la luz que le llega de la rendija. El ángulo de refracción depende de la longitud de onda de la luz, de manera que el color violeta, de menor longitud de onda, se desvía más, y el rojo, de mayor longitud de onda, se desvía menos. Este fenómeno permite separar la luz que llega al espectroscopio en sus componentes (lo que llamamos su espectro).
FIGURA 4 Esquema de la descomposición de la luz procedente de una lámpara de hidrógeno en un espectroscopio.
La relación entre el radio del núclo atómico y el del átomo es equivalente a la relación entre una nuez y un campo de fútbol.
Espectroscopio de finales del siglo XIX.
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Si la luz analizada en el espectroscopio es la luz solar o procede de un sólido o líquido incandescente, el espectro es continuo: está formado por las longitudes de onda de todos los colores del arco iris. Para cada elemento, sin embargo, el espectro es discon-tinuo, es decir, está formado por una serie de longitudes de onda características que, a modo de huella dactilar, lo identifi can. El modelo de Rutherford no explicaba el motivo de dicha discontinuidad en el espectro.
FIGURA 5 Parte del espectro de emisión del hidrógeno.
A pesar de sus limitaciones, el modelo de Rutherford supuso un avance importante en el estudio del átomo. Las dos zonas distinguibles, corteza y núcleo, empezaron a estudiarse por separado como responsables de fenómenos diferentes: la corteza como responsable de las reacciones químicas y el núcleo, de los procesos nuclea-res, en los que la energía involucrada es de orden mucho mayor.
Partículas subatómicas
En 1914, el propio Rutherford identifi có el protón como una partícula situada en el núcleo atómico, lo que le sirvió para consolidar el modelo que había propuesto. También observó que la masa del núcleo era mayor que la suma de las masas de los protones que lo constituyen, hecho que le llevó a predecir la existencia de una nueva partícula subatómica: el neutrón, cuya existencia se comprobó experimentalmente en 1932.
Aunque posteriormente se han ido descubriendo más partículas –como los neutrinos o los positrones–, las partículas subatómicas fundamentales son las siguientes:
• Protón (p+). Partícula de carga eléctrica positiva con una masa de 1 unidad de masa atómica (1 u).
• Electrón (e−). Partícula de carga eléctrica negativa y de masa muy pequeña en comparación con la del protón (1.837 veces menor).
• Neutrón (n). Partícula sin carga eléctrica y de masa igual a la del protón (1 u).
Número atómico y número másico
Todos los átomos de un elemento dado tienen el mismo número de protones, mien-tras que los átomos de elementos diferentes tienen distinto número de protones.
Al número de protones de un átomo lo llamamos número atómico y lo representa-mos por Z. El número atómico es, pues, una propiedad fundamental del átomo que permite identifi car los elementos y ordenarlos en la tabla periódica. Por ejemplo, todos los átomos de hierro tienen 26 protones (Z = 26), todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones (Z = 8) y todos los átomos de carbono tienen 6 protones (Z = 6).
Cámara de niebla con la que Chadwick descubrió el neutrón.
El espectro de la luz solar, a diferencia de los espectros atómicos, es continuo.
RECUERDA
1u1 g
6,023 101,66 10 g
u
2324=
⋅= ⋅
= ⋅ ⋅
−
−1 1 66 10 24, g1kkg
1.000 g=
= ⋅ −1,66 10 g27 k
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Por otro lado, como el átomo es neutro en conjunto, no tiene carga eléctrica neta; por tanto, el número de electrones (la carga negativa del átomo) tiene que ser necesaria-mente igual al número de protones (la carga positiva del átomo).
n.° de p+ = n.° de e− = Z
La masa del átomo depende de la suma del número de protones (Z) y de neutrones (N) que tenga en su núcleo (recuerda que los electrones apenas tienen masa). Esta suma se llama número másico y se representa por A.
A = Z + N
EJEMPLO RESUELTO
1 Indica los protones, los electrones y los neutrones que tiene cada uno de estos elementos: cloro (Z = 17 y A = 36); plata (Z = 47 y A = 108); potasio (Z = 19 y A = 39); calcio (Z = 20 y A = 40).
El número de protones de un átomo coincide con su número atómico Z, mientras que el número de neutrones se determina restando del número másico el número atómico. Para determinar el número de electrones hay que considerar que los átomos neutros tienen el mismo número de electrones que de protones.
Z A Protones Electrones Neutrones
cloro 17 36 17 17 36 − 17 = 19
plata 47 108 47 47 108 − 47 = 61
potasio 19 39 19 19 39 − 19 = 20
calcio 20 40 20 20 40 − 20 = 20
2 Explica cómo están formados los átomos de los siguientes elementos: a) azufre (Z = 16 y A = 32); b) fós-foro (Z = 15 y A = 31); c) platino (Z = 78 y A = 195).
a Tienen 16 protones y 16 neutrones en el núcleo y 16 electrones en la corteza.b Tienen 15 protones y 16 neutrones en el núcleo y 15 electrones en la corteza.c Tienen 78 protones y 117 neutrones en el núcleo y 78 electrones en la corteza.
3 Indica qué información contiene la siguiente notación para un átomo de sodio: 1123Na.
Z = 11 → Indica que el átomo tiene 11 protones y 11 electrones.A = 23 → N = A − Z = 23 − 11 = 12 → Indica que el átomo tiene 12 neutrones.
AHORATÚ
1 Indica la composición de los átomos de los siguientes elementos:
a 10
20Ne b 19
40 K c 16
33 S d 35
79 Br e 55
133 Cs
RECUERDA
Muchas veces los átomos se re-presentan por:
ZA X
X es el símbolo del elemento.
Los símbolos de todos los ele-mentos conocidos quedan reco-gidos en la tabla periódica.
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Isótopos
Si bien todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de proto-nes Z, pueden tener distinto número de neutrones N. Cuando esto ocurre, decimos que los átomos son isótopos entre sí. Los isótopos de un mismo elemento se diferen-cian, por tanto, en su masa.
Los átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones N se llaman isótopos. Los isótopos de un elemento tienen el mismo número atómico Z pero distinto número másico A.
Así, por ejemplo, en la naturaleza hay tres isótopos del hidrógeno: el protio, el deu-terio y el tritio.
4 Determina la constitución del núcleo de los siguientes isótopos del uranio:
92235
92236
92239U U U
¿Por qué decimos que son isótopos?
Los tres isótopos tienen 92 protones, pero el U-235 tiene 143 neutrones, el U-236 tiene 144 y el U-239 tiene 147. Decimos que son isótopos porque tienen el mismo número atómico Z y distinto número másico A.
EJEMPLO RESUELTO
Masa atómica
Las masas atómicas que fi guran en la tabla periódica no son números enteros, como sí lo son los números másicos (A). Por ejemplo, las masas atómicas de los tres prime-ros elementos son: Ar(H) = 1,0079 u; Ar(He) = 4,0026 u; Ar(Li) = 6,941 u.
El motivo es que la masa atómica de un elemento es la media de las masas de sus diferentes isótopos. Dicha media está ponderada según las abundancias relativas de cada isótopo.
5 El magnesio tiene tres isótopos estables en la naturaleza: el Mg-24, con una abundancia del 78,6 %; el Mg-25, con una abundancia del 10,1 %, y el Mg-26. Averigua la masa atómica media ponderada del magnesio.
La abundancia relativa del isótopo Mg-26 es del 11,3 %, que es lo que falta hasta el 100 %. La masa atómica media ponderada es la suma de los productos de la masa atómica de cada isótopo por su abundancia rela tiva:
A Mgr ( )= ⋅ + ⋅ + ⋅ =2478 6100
2510 1100
2611 3100
24 33, , ,
, u
EJEMPLO RESUELTO
AHORATÚ
2 El cloro tiene dos isótopos, uno con A = 35 y el 75 % de abundancia y otro con A = 37. ¿Cuál es la masa atómica media ponderada del cloro?
RECUERDA
Protio ( 11H ): con 1 p+ y 0 n en el
núcleo. Es el isótopo más abun-dante (99,98 % del total).
Deuterio ( 12H ): con 1 p+ y 1 n
en el núcleo. Se encuentra en el 0,02 % del total.
Tritio ( 13H ): con 1 p+ y 2 n en el
núcleo. Es el isótopo que se en-cuentra en menor proporción.
El uranio es el elemento natural de mayor masa atómica.
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3 EL MODELO ATÓMICO DE BOHR
Los estudios de Niels Bohr (1885 – 1962) sobre el espectro atómico del hidrógeno dieron lugar a un nuevo modelo atómico, que mantenía la característica principal del modelo anterior (un átomo formado por un núcleo positivo muy pequeño con elec-trones orbitando a su alrededor) a la vez que solventaba sus inconvenientes funda-mentales.
Postulados de Bohr
La propuesta de Bohr se puede resumir en dos puntos:
1. El átomo consta de un núcleo central en el que se halla localizada la carga positiva y la casi totalidad de la masa. Los electrones solo pueden giran a su alrededor en ciertas órbitas circulares permitidas, llamadas órbitas estacionarias. Mientras el electrón se encuentra en una de ellas, ni emite ni absorbe energía.
2. Cada órbita estacionaria tiene una energía característica y distinta de las demás. El electrón absorbe energía al saltar de una órbita de menor energía a otra de mayor energía y la emite al saltar de una órbita de mayor energía a otra de menor energía. La energía absorbida o emitida en el salto (en forma de radiación electro-magnética) es la diferencia entre las energías del electrón en ambas órbitas:
�E E E h= − =f i �
Siendo h la constante de Planck y � la frecuencia de la radiación.
Espectros de absorción y de emisión
El modelo atómico de Bohr explica los espectros de absorción y de emisión del áto-mo de hidrógeno.
Todos los átomos en situación normal se encuentran en el llamado estado fundamen-tal o estado de menor energía. Pero cuando reciben energía exterior, se pueden «exci-tar», es decir, sus electrones pueden promocionar de órbita pasando a órbitas de mayor energía. Cuando esta inyección de energía externa cesa, los electrones vuelven a su estado fundamental (original) de forma espontánea emitiendo la energía previa-mente absorbida.
Cuando el único electrón que posee el hidrógeno se encuentra en la órbita con n = 1 (primera órbita) está en estado fundamental. Si absorbe energía, puede pasar a es-tados excitados, de mayor energía, con n > 1.
Debido a la tendencia de volver al estado fundamental (de menor energía) de mane-ra espontánea, el electrón excitado emite la energía que absorbió y genera el espectro de emisión.
Cada línea del espectro de emisión que se observa en la FIGURA 7 es producida por la radiación que emite el electrón al pasar de una órbita externa de mayor energía a otra más interna de menor energía.
E1
E2
E3
ΔE = E3 – E2
ΔE = E1 – E2
absorción de energía
emisión de energía
e–
e–
FIGURA 6 Absorción y emisión de energía.
FIGURA 7 Formación del espectro de emisión del hidrógeno.
e–
e–
e–
n = 1
n = 2
n = 4n = 3
hν3hν2hν1
n = 5
e–
hν4
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Bohr etiquetó las órbitas estacionarias con un número natural n que puede valer 1, 2, 3, 4, y que en teoría puede llegar hasta infi nito. Se llama número cuántico principal, y es el número de orden de las órbitas.
n = …{ }1 2 3 4, , ,
La FIGURA 8 es una representación de las energías de las órbitas de Bohr para el áto-mo de hidrógeno. En el eje vertical se muestran las energías ordenadas de forma creciente. Los saltos del electrón desde órbitas superiores hasta las órbitas n = 3, n = = 2 y n = 1 dan lugar a tres zonas del espectro del hidrógeno formadas por series discontinuas de longitudes de onda: en el primer caso de luz infrarroja (de menor energía), en el segundo de luz visible y en el tercero de luz ultravioleta (de mayor energía). Cada longitud de onda se ve en el espectro como una línea.
6 Identifi ca los saltos energéticos que son de absorción y los que son de emisión. Según la teoría de Bohr, ¿a cuál de estas emisiones le corresponde el mayor salto de energía?
a de n = 2 a n = 3 d de n = 4 a n = 5b de n = 3 a n = 2 e de n = 2 a n = 6c de n = 4 a n = 2 f de n = 5 a n = 3
a absorción d absorciónb emisión e absorciónc emisión f emisión
El mayor salto de energía corresponde a la transición de n = 2 a n = 6.
EJEMPLO RESUELTO
Como ya se dijo en el apartado 2, el espectro de emisión de un elemento se puede obtener excitando con una descarga eléctrica los átomos del elemento en estado gaseoso encerrado en un recinto (como, por ejemplo, el gas mercurio encerrado en los tubos fl uorescentes).
Para obtener un espectro de absorción hay que hacer pasar la luz blanca procedente de una fuente incandescente por un recinto que contenga el elemento gaseoso en cuestión. Este absorberá longitudes de onda iguales que las que emite cuando es usado para producir su espectro de emisión. Por todo esto, los espectros de absorción y de emisión son opuestos, como el positivo y el negativo de una fotografía. Observa las FIGURAS 9a y 9b:
FIGURA 9a Espectro de absorción del hidrógeno.
FIGURA 9b Espectro de emisión del hidrógeno.
E1 = 2,180 · 10–18 J
E2 = 5,45 · 10–19 J
E3 = 2,42 · 10–19 J
E4 = 1,36 · 10–19 JE5 = 8,72 · 10–20 J
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4n = 5
n = ∞
FIGURA 8 Energías crecientes de las órbitas de Bohr.
RECUERDA
Para un elemento dado, el con-junto de líneas espectrales que se obtiene es siempre el mismo, y diferente al de cualquier otro ele-mento, por lo que los espectros sir-ven para identifi car a los átomos.
42
4 PROFUNDIZACIÓN DEL MODELO DE BOHR
Al aumentar el poder de resolución de los espectroscopios, se observó que algunas líneas no eran únicas, sino que estaban formadas por otras muy próximas que debían de corresponder a saltos de energía muy parecida. Para justifi car estos desdobla-mientos de las líneas, Arnold Sommerfeld (1868 – 1951) propuso algunas modifi ca-ciones que complicaban el modelo de Bohr.
En lugar de una única órbita para cada nivel, Sommerfeld postuló la existencia de varias órbitas: una circular y otras elípticas de excentricidad creciente. Esta idea im-plicaba la presencia de subniveles con energía muy parecida dentro del mismo nivel, y justifi caba el aumento de líneas espectrales visionadas con aparatos mejores.
Para caracterizar los subniveles se introdujo el número cuántico secundario o azi-mutal (�), que indica la forma de la órbita. Su valor depende de n y puede tomar los valores enteros comprendidos entre 0 y (n − 1).
� = … −{ }0 1, , n
Las órbitas asociadas a cada tipo de subnivel se caracterizaron mediante diferentes letras: s, p, d, f.
Así, los números cuánticos secundarios son:
n = 1 → � = 0 (subnivel 1s)n = 2 → � = 0 (subnivel 2s); � = 1 (subnivel 2p)n = 3 → � = 0 (subnivel 3s); � = 1 (subnivel 3p); � = 2 (subnivel 3d)n = 4 → � = 0 (subnivel 4s); � = 1 (subnivel 4p); � = 2 (subnivel 4d); � = 3 (subnivel 4f)
Posteriormente hubo que corregir de nuevo este modelo al conocerse el efecto Zee-man, que es el desdoblamiento de algunas rayas del espectro al someter el hidrógeno a fuertes campos magnéticos. Se observa que:
• Las líneas s no se desdoblan, solo hay una raya.
• Las líneas p se desdoblan en tres rayas próximas.
• Las líneas d se desdoblan en cinco rayas próximas.
• Las líneas f se desdoblan en siete rayas muy próximas.
Estos desdoblamientos indican que en cada subnivel p hay tres valores de energía; en cada subnivel d, cinco, y en cada subnivel f, siete. Se introdujo el llamado número cuántico magnético (m), cuyos valores permitidos son números enteros comprendi-dos entre −� y + �:
m = − … … +{ }� �, , , ,0
Por razones que omitiremos se introdujo el término orbital, que sustituyó al de órbi-ta. Un subnivel tiene tantos orbitales como valores adquiera el número cuántico mag-nético m.
N.° CUÁNTICO SECUNDARIO � ORBITAL
0 s
1 p
2 d
3 f
ORBITAL N.° CUÁNTICO MAGNÉTICO m
s 0
p −1, 0 , +1
d −2, −1, 0, +1, +2
f−3, −2, −1, 0, +1,
+2, +3
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Aún se necesitó una tercera corrección y se introdujo un cuarto número cuántico, el llamado número cuántico de espín (s), relacionado con el sentido de giro del elec-
trón alrededor de su eje y que puede tomar dos valores, + −12
12
y , según sea la
rotación del electrón:
s = ±
12
El problema consistía en saber cómo se disponen los electrones en las órbitas. Por ejemplo, un átomo con 20 electrones ¿puede tener los 20 electrones en la primera órbita (n = 1)? ¿Puede tener 5 electrones en la primera órbita y 15 en la segunda?
La solución vino con el principio de exclusión de Pauli, que afi rma:
En un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los cuatro números cuánti-cos iguales.
Como el número de espín solo puede tener dos valores, en cada orbital solamente
caben dos electrones, el que tiene espín s = +12
y el que tiene espín s = −12
.
Números cuánticos (resumen)
Cada uno de los electrones de un átomo viene determinado por cuatro números cuánticos: n, �, m y s. Los tres primeros números cuánticos determinan el orbital en que se encuentra, y el último indica el giro de cada uno de los dos e− que puede albergar un orbital.
1. El número cuántico principal n toma valores n = 1, 2, 3, 4... y determina el nivel de energía del electrón dentro del átomo.
2. Dentro de cada nivel existen subniveles que se diferencian en el número cuántico secundario �, que adopta los valores � = 0, 1, 2... (n − 1). Los orbitales de cada uno de estos subniveles se distinguen mediante diferentes letras (s, p, d, f ).
3. El número de orbitales por subnivel viene determinado por el número cuántico magnético m, que puede adoptar los valores −�..., 0, ..., + �. Así, el subnivel � = 0 solo tiene un orbital de tipo s porque m solo toma un valor (m = 0), el subnivel � = 1 tiene tres orbitales de tipo p porque m tiene tres valores (m = −1, 0, +1), etc.
4. El principio de exclusión de Pauli obliga a que en cada orbital haya como máximodos electrones, que giran en sentido diferente. El giro viene defi nido por el número
cuántico de espín s = ±12
.
Así, en el subnivel s, con un solo orbital, solamente caben dos electrones, y en el subnivel p, con tres orbitales, cabe un máximo de seis electrones.
En la siguiente tabla se aplican las reglas de los números cuánticos en los primeros cuatro niveles en relación con el número de electrones que caben en cada nivel y en cada orbital.
¡QUÉ CURIOSO!
El número cuántico de espín s se relaciona con la orientación del giro del electrón.
¡QUÉ CURIOSO!
Dos e− pueden estar situa-dos en el mismo orbital si gi-ran en direcciones opuestas. Por ejemplo, los dos elec-trones situados en el orbital 1s tendrán los números cuánticos (1, 0, 0, +1/2) y (1, 0, 0, −1/2), respectiva-mente. Tienen los tres pri-meros números cuánticos iguales y difi eren en el espín, cumpliéndose, así, el princi-pio de exclusión de Pauli.
Congreso de Solvay (1927), en el que se dieron cita los científicos más importantes de la época, muchos de los cuales aparecen citados en esta unidad por su contribución a la teoría atómica.
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7 Dados los orbitales 3s, 2p, 3d y 4f, indica cuántos orbitales hay de cada tipo y los números cuánticos (n, �, m) que los identifi can.
3s: un orbital (n = 3, � = 0, m = 0) 2p: tres orbitales (n = 2, � = 1, m = −1) (n = 2, � = 1, m = 0) (n = 2, � = 1, m = +1)3d: cinco orbitales (n = 3, � = 2, m = −2) (n = 3, � = 2, m = −1) (n = 3, � = 2, m = 0) (n = 3, � = 2, m = +1) (n = 3, � = 2, m = +2)4f: siete orbitales (n = 4, � = 3, m = −3) (n = 4, � = 3, m = −2) (n = 4, � = 3, m = −1) (n = 4, � = 3, m = 0) (n = 4, � = 3, m = +1) (n = 4, � = 3, m = +2) (n = 4, � = 3, m = +3)
8 Considera las siguientes series hipotéticas de números cuánticos:
(0, 0, 0, +1/2) (1, 1, 0, +1/2) (1, 0, 0, −1/2) (2, 1, −2, +1/2) (2, 1, −1, +1/2)
Señala cuáles son posibles y cuáles imposibles para especifi car el estado de un electrón e indica en qué tipo de orbital atómico están situados los que son posibles.
(0, 0, 0, +1/2) Es imposible, puesto que n = 1, 2, 3, 4..., y en este caso n tomaría valor 0.(1, 1, 0, +1/2) Es imposible, puesto que � = 0, 1, 2... (n − 1), y en este caso � = n.(1, 0, 0, −1/2) Es posible; corresponde al orbital 1s.(2, 1, −2, +1/2) Es imposible, puesto que m = −�, ..., 0, + �, y en este caso m solo podría tomar los valores
−1, 0, 1, y sin embargo han escrito −2.(2, 1, −1, +1/2) Es posible; corresponde al orbital 2p.
EJEMPLO RESUELTO
n � m s ORBITALNÚMERO
DE ORBITALESe− POR TIPO DE ORBITAL
NÚMERO TOTAL DE e−
1 0 0 ±1
21s 1 2 2
20 0 ±
1
22s 1 2
8
1 −1, 0, +1 ±1
22p 3 6
3
0 0 ±1
23s 1 2
1 −1, 0, +1 ±1
23p 3 6 18
2 −2, −1, 0, +1, +2 ±1
23d 5 10
4
0 0 ±1
24s 1 2
1 −1, 0, +1 ±1
24p 3 6
32
2 −2, −1, 0, +1, +2 ±1
24d 5 10
3 −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3 ±
1
24f 7 14
Los modelos atómicos y el sistema periódico 2
45
AHORATÚ
3 Justifi ca si son o no po sibles las siguientes combinaciones de números cuán ticos. En las que sean posibles, indica de qué orbital se trata.
a (3, 1, −1, +1/2) b (2, 2, −1, −1/2) c (2, 0, −1, −1/2)
4 Indica los números cuánticos de los dos electrones del orbital 4s.
Confi guración electrónica
La distribución de los electrones de un átomo da lugar a la llamada confi guración electrónica del átomo. La información que proporciona la confi guración electrónica es muy importante porque el comportamiento y las propiedades del átomo depen-den del número de electrones que tenga en su última capa.
Los electrones ocupan en primer lugar los orbitales de menor energía y siguen luego un orden creciente de energía. El orden de ocupación de los orbitales con el número máximo de electrones que pueden contener es el siguiente:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 4d 10 5p6 6s2 4f 14 5d10 6p6 7s2 5f 14 6d 10
Una regla mnemotécnica que facilita recordar el orden de llenado es el llamado dia-grama de Moeller (FIGURA 10), en el que el orden es el indicado por las fl echas, empe-zando por el orbital inferior, el 1s.
En cada fi la se escriben los orbitales de cada nivel; no hace falta escribir los orbitales 6f, 7d, 7f porque no hay átomos que lleguen a rellenarlos.
9 Escribe las confi guraciones electrónicas de los siguientes elementos: O (Z = 8); S (Z = 16); Se (Z = 34);Sr (Z = 38); Xe (Z = 54).
Conocemos el número atómico (Z) de los elementos, lo que nos indica los protones que hay en sus núcleos. Dado que los átomos son neutros, hay el mismo número de electrones que de protones. Completamos las confi guracio-nes electrónicas usando el diagrama de Moeller:
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 S (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Se (Z = 34): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p4 Sr (Z = 38): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2
Xe (Z = 54): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4d 10 5p6
EJEMPLO RESUELTO
AHORATÚ
5 Escribe las confi guraciones electrónicas de los siguientes elementos: Ne (Z = 10); Ca (Z = 20); Te (Z = 52).
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
FIGURA 10 Diagrama de Moeller.
46
Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund
Para poder explicar ciertas propiedades de los elementos, incluyendo el enlace quí-mico, es necesario introducir la última regla que afecta a la confi guración electrónica, es decir, a la distribución de los electrones en un átomo. Se trata del principio de máxima multiplicidad, también conocido como regla de Hund. Este principio nos indica cómo se llenan los orbitales de energía equivalente.
En orbitales de la misma energía, los electrones se distribuyen, siempre que sea posi-ble, con los espines paralelos y, por tanto, sin aparear.
Esta regla se entiende mejor viendo los diagramas de orbitales, en los que represen-tamos cada orbital con una casilla. Un electrón con espín +1/2 se representa con una flecha hacia arriba y un electrón con es pín −1/2, con una fl echa hacia abajo. El diagrama de orbitales es importante para los electrones del último nivel (los más externos) porque nos informa del número de electrones desapareados que tiene un átomo. Por ejemplo, la confi guración electrónica del nitrógeno (Z = 7) es:
1s2 2s2 2p3
El diagrama de orbital del nivel 2 sería:
↑↓ ↑↓ ↑
Sin embargo, este diagrama es incorrecto, porque hemos apareado dos electrones en la primera casilla p antes de que todas las casillas p tuviesen un electrón. El diagra-ma correcto es:
↑↓ ↑ ↑ ↑
10 Señala cuáles de los siguientes diagramas de orbitales son posibles. Justifi ca tu respuesta.
a ↑↑ ↑
1s22s1
b ↑↓ ↑
1s22s1
c ↑↓↑
1s3
d ↑↓ ↑↓ ↑↓
2s22p4
e ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
2s22p4
f ↑↓ ↑↑ ↑
2s22p3
a No se cumple el principio de exclusión de Pauli, pues hay 2 e− en el mismo orbital con el mismo espín. Por tanto, los dos electrones tendrían los cuatro números cuánticos iguales.
b Sí es posible. Se cumplen todas las reglas.c No se cumple el principio de exclusión de Pauli, puesto que no puede haber 3 e− en el mismo orbital. El primer
electrón y el tercero tendrían los cuatro números cuánticos iguales.d No es posible, pues no se respeta el principio de máxima multiplicidad: hay cuatro electrones apareados, mien-
tras que aún queda un orbital sin ningún electrón.e Sí es posible. Se cumplen todas las reglas.f No se cumple el principio de exclusión de Pauli, pues hay 2 e− en el mismo orbital con el mismo espín. Por tanto,
los dos electrones tendrían los cuatro números cuánticos iguales.
EJEMPLO RESUELTO
Los modelos atómicos y el sistema periódico 2
47
5 LA TABLA PERIÓDICA
En la Antigüedad se conocían algunos elementos químicos tales como el oro, la plata, el cobre, etc. Posteriormente se fueron descubriendo más elementos, hasta llegar a los 110 que se contabilizan en la actualidad. La mayoría de ellos son naturales; el resto se obtienen artifi cialmente. De todos estos elementos, alrededor de 80 son metales, 15 son no metales típicos y el resto posee propiedades intermedias.
A pesar de la sorprendente diversidad de propiedades y comportamientos que tienen los elementos químicos, es posible vislumbrar la existencia de ciertas relaciones y analogías entre ellos. Por ello, desde siempre se ha intentado clasifi carlos, buscando la posible existencia de semejanzas en sus propiedades con el fi n de simplifi car el estudio de la química.
Tras diversos intentos, se llegó a la tabla periódica actual, basada en los trabajos del ruso Mendeleiev, quien usó el orden creciente de las masas atómicas como criterio de ordenación según la propuesta de Moseley.
En la tabla periódica actual se pueden observar una serie de columnas y de fi las en las que se organizan los elementos atendiendo a los siguientes criterios:
1. Los elementos colocados en la misma columna constituyen los grupos, también llamados familias. Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades físicas y químicas semejantes. Hay 18 grupos.
2. Los elementos situados en la misma fi la constituyen los períodos. Hay 7 períodos. El primero es el que cuenta con menos elementos; el segundo y el tercero son cortos; el cuarto y el quinto, largos, y el sexto y el séptimo, muy largos.
La estructura de la tabla periódica guarda una estrecha relación con la confi guración electrónica de la última capa, o capa de va-lencia. Todos los elementos situados en el mismo grupo o fami-lia tienen la misma confi guración electrónica externa o de valen-cia, de ahí que se comporten químicamente de forma semejante.
1. El bloque s está formado por 2 columnas, tantas como elec-trones caben en los subniveles s. Los elementos de este blo-que acaban su confi guración electrónica en s1 o s2.
2. El bloque p está formado por 6 columnas, tantas como elec-trones caben en los subniveles p. Los elementos de ese bloque acaban su confi guración en s2p1, s2p2... hasta s2p6, dependien-do de la familia de que se trate.
3. El bloque d está formado por 10 columnas, tantas como electrones caben en los subniveles d. Los elementos de ese bloque acaban su confi guración en d1, d2... hasta d10, en el nivel (n − 1).
4. Finalmente, el bloque f está formado por 14 columnas, tan-tas como electrones caben en el subnivel f.
Dmitri Mendeléyev (1834 – 1907).
Tabla periódica propuesta por Dmitri Mendeléyev en 1891.
48
1 2 3 4 5 6 7
* **
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)
(7)
(8)
(9)
(10)
(11)
(12)
(13)
(14)
(15)
(16)
(17)
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Los modelos atómicos y el sistema periódico 2
49
11 Escribe la confi guración electrónica de los tres primeros metales alcalinos (grupo 1).
Li (Z = 3): 1s2 2s1
Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1
K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
13 Escribe las confi guraciones electrónicas del cobre (Z = 29) y de la plata (Z = 47).
Cu (Z = 29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 9
Ag (Z = 47): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d 9
12 Escribe las confi guraciones electrónicas de los tres primeros halógenos (grupo 17). ¿Cuál es la confi gura-ción externa del yodo y del astato?
F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Br (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
La confi guración externa del yodo es 5s2 5p5 y la del astato, 6s2 6p5.
EJEMPLO RESUELTO
AHORATÚ
6 Escribe las confi guraciones electrónicas de los tres primeros elementos del grupo 2.
7 Escribe las confi guraciones electrónicas de los tres primeros elementos del grupo 16. ¿Qué semejanzas encuentras entre ellas?
Observa, ahora, las columnas que hay en cada período:
• En el período 1 hay 2 columnas.
• En los períodos 2 y 3 hay 8 columnas.
• En los períodos 4 y 5 hay 18 columnas.
• En los períodos 6 y 7 (si intercalamos las 14 columnas del bloque f) hay 32 co-lumnas.
Como se ve, el número de columnas de cada período (2, 8, 18, 32) se corresponde con el número de electrones que caben en las cuatro primeras órbitas (n = 1, 2, 3, 4). Los elementos dentro de un mismo período (horizontal) tienen el mismo número de niveles electrónicos. Podemos construir la confi guración electrónica del siguiente elemento de la tabla periódica añadiendo un electrón, el electrón diferenciador, que se aloja en el nivel vacante de menor energía, aunque en algún caso puede pre-sentarse alguna excepción que no estudiaremos este curso.
La tabla periódica sirve también como regla mnemotécnica para recordar el orden de llenado al escribir las confi guraciones electrónicas, como veremos en el siguien-te ejemplo resuelto.
Los elementos se ordenan en la tabla periódica según su configuración electrónica.
50
14 Escribe las confi guraciones electrónicas de los siguientes elementos: O, S y Se.
Escribiremos las confi guraciones electrónicas de estos elementos sin necesidad de conocer los respectivos núme-ros atómicos. Solo tendremos en cuenta el emplazamiento de cada elemento en la tabla periódica:
El O está en la cuarta columna del grupo p, por lo que su confi guración electrónica acaba en p4. Como está en el segundo período, los electrones más externos están en el nivel 2; por tanto, acaba en 2p4. Si transitamos desde la primera casilla del grupo 1 (en el período 1) hasta la casilla del oxígeno, pasamos sucesivamente por:
Período 1, bloque s: escribimos 1s2.Período 2, bloque s: escribimos 2s2.Período 2, bloque p, columna 4: escribimos 2p4: [O] = 1s2 2s2 2p4.
El S está en el período 3, bloque p, columna 4. Su confi guración acaba en 3p4. Si transitamos desde la primera casilla hasta la que ocupa el azufre, debemos escribir: [S] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
El Se está en el período 4, bloque p, columna 4. Su confi guración acaba en 4p4. Si hacemos el mismo recorrido que antes, vemos que después de pasar por el período 4 del bloque s, antes de llegar al bloque p del mismo período hay que transitar por el bloque d por primera vez, y, como el primer nivel que tiene subnivel d es el 3, debemos escribir 3d 10 antes de pasar a 4p4. El resultado es: [Se] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p4.
EJEMPLO RESUELTO
AHORATÚ
8 A partir de su posición en la tabla periódica, y suponiendo que no conoces su número atómico, escribe las confi guraciones electrónicas del magnesio, el aluminio y el silicio.
Elementos representativos
Los elementos de los bloques s y p, es decir, los elementos de los grupos 1 y 2 y de los grupos del 13 al 18 (que suman un total de 8 columnas), se denominan representa-tivos, porque son los que más fi elmente «representan» la ley periódica de que los elementos de la misma columna se asemejan en propiedades. Los electrones de va-lencia de los elementos representativos coinciden con el grupo al que pertenecen:
• Grupo 1 (familia de los alcalinos): tienen 1 e− de valencia (ns1).
• Grupo 2 (familia de los alcalinotérreos): tienen 2 e− de valencia (ns2).
• Grupo 13 (familia de los térreos): tienen 3 e− de valencia (ns2 np1).
• Grupo 14 (familia de los carbonoideos): tienen 4 e− de valencia (ns2 np2).
• Grupo 15 (familia de los nitrogenoideos): tienen 5 e− de valencia (ns2 np3).
• Grupo 16 (familia de los calcógenos o anfígenos): tienen 6 e− de valencia (ns2 np4).
• Grupo 17 (familia de los halógenos): tienen 7 e− de valencia (ns2 np5).
• Grupo 18 (familia de los gases nobles o inertes): tienen 8 e− de valencia (ns2 np6).
RECUERDA
A los elementos del grupo 18 se los denomina gases nobles o inertes por su ausencia de reacti-vidad química.
Los modelos atómicos y el sistema periódico 2
51
La inactividad química de los gases nobles se atribuye a la gran estabilidad que les proporciona su confi guración electrónica. El primero de la familia, el helio (dos elec-trones), tiene el primer nivel o capa completo, por lo que su estructura electrónica es 1s2. El resto de los gases nobles presentan los subniveles s y p de la última capa com-pletos con 8 e− (ns2 np6); tienen lo que se llama el octeto completo.
Elementos de transición
Los elementos del bloque d se llaman elementos de transición porque hay que transi-tar por ellos para pasar de un lado a otro de los elementos representativos. El electrón diferenciador entra en los orbitales d; caben hasta 10 e− repartidos en cinco de estos orbitales.
Elementos de transición interna
Los elementos del bloque f aparecen desplazados al fi nal de la tabla periódica para no alargarla en exceso. El electrón diferenciador entra en los orbitales f, donde tienen cabida hasta 14 e− repartidos en siete de estos orbitales. Distinguimos dos series, los lantánidos y los actínidos.
15 Escribe las confi guraciones electrónicas de los elementos Na, Mg, Fe, Ni y Cl. ¿Cuáles son representa-tivos? ¿Cuáles son de transición?
[Na] = 1s2 2s2 2p6 3s1
[Mg] = 1s2 2s2 2p6 3s2 [Fe] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 6 [Ni] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 8 [Cl] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Son representativos el sodio, el magnesio y el cloro, porque tienen su último e− en un orbital s o en un orbital p.
Son de transición el hierro y el níquel, porque tienen su último e− en un orbital d.
16 Considera los siguientes elementos con su confi guración electrónica:
[W] = 1s2 2s2 2p3
[X] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
[Y] = 1s2 2s2 2p6 2s2 3p6 4s2 3d 10 4p3
Razona la validez de las siguientes afi rmaciones:
a Pertenecen al mismo período. c Y pertenece al cuarto período. b Pertenecen al mismo grupo. d El número atómico de X es 14.
a Falso. La última capa ocupada no es la misma en ninguno de ellos. Pertenecen a períodos distintos.b Verdadero. La confi guración de todos ellos es similar: ns2 np3.c Verdadero. La última capa ocupada es la cuarta.d Falso. X es un átomo neutro y posee 15 e−, por ello su núcleo tiene 15 p+ (Z = 15).
EJEMPLO RESUELTO
Elementos representativos
Elementos de transición
Elementos de transición interna
FIGURA 11 Clasificación de los elementos según su posición en la tabla periódica.
52
6 PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son propiedades periódicas de los elementos aquellas propiedades tanto físicas como químicas que varían de modo regular con el número atómico al ser consecuen-cia de la forma en que se distribuyen los electrones en el átomo.
Radio atómico
El tamaño de los átomos se relaciona con el radio de estos, y se calcula de forma indirecta a partir de la medida de las longitudes de los enlaces. Las tendencias gene-rales de variación en el sistema periódico (SP) se resumen en la FIGURA 12.
1. En un mismo grupo, el radio atómico aumenta a medida que descendemos en la tabla, debido a que el átomo se hace mayor al aumentar el número de capas.
2. En un mismo período, el radio atómico disminuye al avanzar hacia la derecha, ya que va aumentando el número de protones y con ello la carga del núcleo, de manera que la mayor carga positiva del núcleo hace crecer la atracción sobre cada electrón y, en consecuencia, el átomo se contrae. Si bien también aumenta el nú-mero de electrones, todos ellos se añaden en el mismo nivel.
17 Indica el orden creciente del tamaño del átomo de los elementos C (Z = 6), F (Z = 9) y Si (Z = 14).
Si situamos los elementos en la tabla periódica, podemos observar que:
• El C y el F son del mismo período; por tanto, a mayor Z, menor radio.• El C y el Si son del mismo grupo; por tanto, a mayor Z, mayor radio.
El orden creciente de los radios es r (F) < r (C) < r (Si).
EJEMPLO RESUELTO
Potencial de ionización
El potencial de ionización o energía de ionización (EI) es la energía que se necesita para extraer el electrón más débilmente ligado a un átomo en estado gaseoso. Se trata del siguiente proceso:
X + EI → X+ + e−
El átomo X se convierte en un ion positivo (catión).
1. En un mismo grupo, la energía de ionización disminuye a medida que descen-demos en la tabla periódica, ya que los electrones periféricos están más alejados del núcleo y, por tanto, son retenidos más débilmente.
2. En un mismo período, la energía de ionización aumenta, en general, hacia la derecha. En efecto, a medida que crece el número atómico, la atracción del nú-cleo sobre los electrones es mayor, por lo que la energía necesaria para arrancar uno de ellos aumenta.
En cualquier caso, hay pequeñas irregularidades que corresponden a átomos con niveles llenos o semillenos que al gozar de más estabilidad tienen una EI algo mayor.
FIGURA 12 Variación del radio atómico.
FIGURA 13 Variación del potencial de ionización.
Los modelos atómicos y el sistema periódico 2
53
18 Indica el orden creciente de la energía de ionización de los elementos C (Z = 6), F (Z = 9) y Si (Z = 14).
Si analizamos la confi guración electrónica de los elementos y los situamos en el SP, observamos que:
• El C y el F son del mismo período; por tanto, a mayor Z, mayor EI.
• El C y el Si son del mismo grupo; por tanto, a mayor Z, menor EI.
El orden creciente de la EI es EI (Si) < EI (C) < EI (F).
EJEMPLO RESUELTO
AHORATÚ
9 Ordena de mayor a menor energía de ionización los siguientes elementos: Ra, N y Cu.
Afi nidad electrónica
La afi nidad electrónica o electroafi nidad (AE) de un elemento es la energía liberada cuando un átomo de este elemento en estado gaseoso adquiere un electrón y se convierte en anión:
X + e− → X− + AE
La afi nidad electrónica es una propiedad difícil de determinar experimentalmente. Hay elementos como los gases nobles cuya afi nidad electrónica no se ha podido de-terminar debido a la gran inestabilidad del anión. Como norma general:
1. En un mismo grupo, la afi nidad electrónica disminuye hacia abajo.
2. En un mismo período, la afi nidad electrónica aumenta hacia la derecha.
Es decir, la afi nidad electrónica presenta la misma variación que la energía de io-nización.
Observa en las fi guras 13 y 14 que la energía de ionización y la afi nidad electrónica varían de igual manera. Cuando ambos valores son altos, el elemento en cuestión tiene una elevada tendencia a ganar electrones, y por ello se necesitan grandes can-tidades de energía para arrancarlos.
19 Indica el orden creciente de la afi nidad electrónica de los elementos N (Z = 7), Mg (Z = 12), Al (Z = 13) y P (Z = 15).
• El Mg, el Al y el P son del mismo período; por tanto, a mayor Z, mayor AE.
• El N y el P son del mismo grupo; por tanto, a mayor Z, menor AE.
El orden creciente de la electroafi nidad es AE (Mg ) < AE (Al) < AE (P) < AE (N).
EJEMPLO RESUELTO
FIGURA 14 Variación de la afinidad electrónica.
54
Electronegatividad
La electronegatividad (EN) indica la atracción que un átomo ejerce sobre un par de e− compartido con otro átomo en el enlace covalente.
Cuanto mayor es la electronegatividad de un átomo, mayor es su tendencia a atraer al par de e−. En un sentido más general, la elec-tronegatividad es un indicador de la atracción que un átomo ejerce sobre los electrones.
Combinando los valores de EI y AE, el químico americano Linus Pauling estableció una escala de electronegatividad con valores comprendidos entre 0 y 4. El valor más grande, el 4, corresponde al fl úor, que es el elemento más electronegativo de todos. El oxí-geno (con un valor de 3,4), el cloro (con un valor de 3,2) y el bromo (con un valor de 3,0) son también elementos muy electro-negativos.
En la FIGURA 15 se puede observar que la tendencia general de la electronegatividad es aumentar en el período hacia la derecha y disminuir en el grupo hacia abajo, igual que la EI y la AE.
20 Razona qué elementos tienen mayor electronegatividad: a litio u oxígeno; b nitrógeno o neón; c cloro o fósforo.
a El O es un no metal del grupo 16 y tiene tendencia a ganar e−, mientras que el Li es un metal y su tendencia es perder e−. Por tanto, el O es más electronegativo que el Li.
b El N es un no metal; por tanto, es más electronegativo que el Ne, que es un gas noble y por tanto no tiene ten-dencia ni a ganar ni a perder e−, ya que tiene completo el octeto.
c El Cl y el P están en el mismo período, y dentro del período la electronegatividad aumenta hacia la derecha (→). El cloro es uno de los elementos más electronegativos que se conocen, con un valor de 3,2.
EJEMPLO RESUELTO
AHORATÚ
10 Coloca en orden creciente de electronegatividad los siguientes elementos: Al, K, O y Cr.
Aunque los elementos de la tabla periódica se clasifi can tradicionalmente en meta-les, no metales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras clases, existiendo unos elementos llamados semimetales con características inter-medias.
La FIGURA 16 muestra una tabla muda con una línea quebrada que separa la zona de metales de los no metales. Los elementos que tocan la línea quebrada, como el Si y el Ge se consideran semimetales. Los elementos más alejados de esa línea divisoria tienen más acentuado su carácter metálico o no metálico. Los elementos más metá-licos son los alcalinos y los más no metálicos, los halógenos.
2,1
1
0,9
0,8
0,8
0,7
0,7
1,5
1,2
1,0
1,0
0,9
0,9
1,3
1,2
1,0
1,5
1,4
1,3
1,6
1,6
1,5
1,6
1,8
1,7
1,5
1,9
1,9
1,8
2,2
2,2
1,9
2,2
2,2
1,9
2,2
2,2
1,9
1,9
2,4
1,6
1,7
1,9
2,0
1,5
1,6
1,7
1,8
2,5
1,8
1,8
1,8
1,9
3,0
2,1
2,0
1,9
1,9
3,5
2,5
2,4
2,1
3,0
4,0
3,0
2,8
2,5
2,2
FIGURA 15 Tabla periódica con valores de electronegatividad.
metales no metalessemimetales gases nobles
FIGURA 16 Metales, semimetales, no metales y gases nobles en la tabla periódica.
2
55
Revisión de la unidad
Los modelos atómicos y el sistema periódico
1 Rellena los huecos: «La primera partícula que se des-cubrió fue el . Tras su descubrimiento, a fi na-les del siglo XIX, se empezó a pensar que los tenían una estructura interna».
2 Describe brevemente el modelo atómico de Thom-son. ¿Con qué nombre se conoce también?
3 Describe el experimento conocido como experiencia de Rutherford e indica cuáles fueron sus resultados.
4 Describe brevemente el modelo atómico de Ruther-ford. ¿Con qué nombre se conoce también?
5 ¿Qué inconvenientes y qué ventajas tenía el modelo atómico de Rutherford?
6 Después del electrón, ¿qué otras dos partículas fun-damentales se descubrieron y en qué orden?
7 Defi ne los conceptos número atómico y número má-sico e indica con qué símbolos se representan.
8 Rellena los huecos: «Se llaman isótopos los distintos átomos de un mismo que se diferencian en el número de , es decir que tienen el mismo
pero distinto ».
9 ¿Por qué las masas atómicas de los elementos (que fi guran en la tabla periódica) no son números naturales?
10 Explica qué son las denominadas órbitas estacio-narias en el modelo atómico de Bohr.
11 ¿Cómo explica el modelo de Bohr las líneas del espectro del hidrógeno?
12 ¿Qué es el número cuántico principal en el modelo atómico de Bohr y qué valores puede tomar?
13 ¿Qué signifi ca que un átomo de hidrógeno esté en el estado fundamental? ¿Y en un estado excitado?
14 Además del número cuántico principal, ¿cuáles son los otros tres números cuánticos que permiten identifi car los electrones de un átomo y qué valores pueden tomar?
15 ¿Qué número máximo de electrones caben en cada órbita o nivel?
16 ¿Qué dice el principio de exclusión de Pauli y qué consecuencia tiene sobre el número máximo de elec-trones que caben en un orbital?
17 ¿Cuántos electrones caben en los subniveles s? ¿Y en los subniveles p, d y f?
18 ¿Qué es el diagrama de Moeller? Reprodúcelo.
19 Enuncia el principio de máxima multiplicidad de Hund.
20 ¿Qué es un grupo y qué es un período en la tabla periódica? ¿Cuántos grupos y períodos hay?
21 Rellena los huecos: «La estructura de la tabla periódica tiene mucho que ver con la confi guración electrónica de la última capa o capa de valencia. Todos los elementos situados en el mismo tienen la confi guración electrónica externa similar, de ahí que se comporten químicamente de forma ».
22 ¿Cuántas columnas hay en los bloques s, p, d y f de la tabla periódica? ¿Cuál es su relación con la confi -guración electrónica?
23 ¿A qué se llama elementos representativos? ¿Y elementos de transición?
24 ¿A qué se llama propiedades periódicas atómicas?
25 ¿Cuáles son las cuatro propiedades periódicas ci-tadas en el texto y cuáles son sus reglas de variación?
26 Rellena los huecos: «La es la energía que se necesita para extraer a un átomo el electrón más débilmente ligado cuando se encuentra en estado
».
27 Rellena los huecos: «La de un elemento es la energía liberada cuando un átomo de dicho ele-mento en estado gaseoso adquiere un electrón y se con-vierte en (ion negativo)».
EJERCICIOS RESUELTOS
56
ejercicio 1 Indica el número de protones, neutrones y electrones que tiene el isótopo de car-bono 6
12C . Indica, también, dónde se alojan estas partículas.
Siendo el átomo 612C un isótopo de carbono, tiene el mismo número atómico que este, es de-
cir, Z = 6. Por tanto, el número de protones que alberga el átomo en su núcleo es np+ = Z = 6. El número de neutrones es 12 − 6 = 6.Si el isótopo es un átomo neutro, el número de electrones es igual al número de protones. Así, el átomo alberga 6 electrones en su corteza.
ejercicio 2 El neón es un elemento químico de número atómico Z = 10. En la naturaleza se encuentran tres isótopos, de masas atómicas 19,99, 20,99 y 21,99 u. Si sus proporciones res-pectivas son del 90,92 %, 0,26 % y 8,82 %, calcula la masa atómica media ponderada en uni-dades de masa atómica (u) y en kg.
Calculamos la masa atómica en u: 90,92 19,99
1000,26 20,99
1008,82 21,99
100⋅
+⋅
+⋅
= 220,169 u
La expresamos ahora en kg: 20,169 ukg
ukg⋅
⋅= ⋅
−−1 66 10
13 348 10
2726,
,
ejercicio 3 La masa atómica del cloro es 35,45 u. Sus dos isótopos 35Cl y 37Cl tienen masas de 34,97 y 36,93 u, respectivamente. Calcula el porcentaje en el que se encuentra en la naturaleza cada uno de ellos.
Llamamos x al porcentaje en el que se encuentra en la naturaleza el isótopo 35Cl. El porcentaje en que se encuentra el isótopo 37Cl es, por tanto, 100 − x. La masa atómica media ponderada del cloro se calcula entonces así:
34,97100 100
35,45 u⋅
+⋅ −
= →x x36 93 100, ( )
34,97x + 36,93 ⋅ 100 − 36,93x = 100 ⋅ 35,45 u
Despejamos x y obtenemos el porcentaje en el que se encuentra el isótopo 35Cl:
(34,97 − 36,93)x = 3.545 − 3.693 → x = 75,53 %
Por tanto, los porcentajes en los que se encuentran los isótopos en la naturaleza son 75,53 % el 35Cl y 24,47 % el 37Cl.
ejercicio 4 ¿Qué son los isótopos? ¿En qué se distinguen?
Los isótopos son átomos del mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones; por tanto, tienen el mismo número atómico (Z) y distinto número másico (A).
ejercicio 5 Indica en qué orbitales se encuentran los electrones defi nidos por las siguientes combinaciones de números cuánticos: (1, 0, 0, 1/2) y (4, 1, 0, −1/2).
La primera combinación corresponde al orbital 1s.La segunda combinación corresponde al orbital 4p.
2
57
Los modelos atómicos y el sistema periódico
ejercicio 6 Indica cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son posibles e indica a qué orbitales corresponden:
a (3, 0, 0, −1/2) b (3, 3, −1, +1/2) c (2, 1, −1, −1/2) d (4, 3, 3, −1/2)
a Es una combinación posible que corresponde al orbital 3s.b No es una combinación posible, ya que � no puede ser mayor que (n − 1).c Es una combinación posible que corresponde al orbital 2p.d Es una combinación posible que corresponde al orbital 4f.
ejercicio 7 Escribe las confi guraciones electrónicas del Sr (Z = 38) y del Br (Z = 35).
Sr (Z = 38; 38 e−): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
Br (Z = 35; 35 e−): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
ejercicio 8 De los siguientes elementos: Al, Ca, K, Mn, S, F y Ba, ¿qué pareja tiene propiedades químicas más parecidas?
El calcio y el bario son los elementos con propiedades químicas más parecidas, puesto que perte-necen al grupo 2, el de los metales alcalinotérreos.
ejercicio 9 Deduce, a partir de su confi guración electrónica, el período y el grupo al que perte-necen los elementos Se (Z = 34), Sr (Z = 38), N (Z = 7), Cd (Z = 48) y Rb (Z = 37).
Se (34 e−): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p4 → período 4, grupo 16Sr (38 e−): 1s2 2s2 2p6 2s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 → período 5, grupo 2N (7 e−): 1s2 2s2 2p3 → período 2, grupo 15Cd (48 e−): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4d 10 → período 4, grupo 12Rb (37 e−): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s1 → período 5, grupo 1
ejercicio 10 Considera dos elementos de confi guraciones [A] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 3 y [B] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10, e indica si las siguientes afi rmaciones son verdaderas o falsas. Justifi ca tu respuesta.
a Los dos elementos pertenecen al mismo grupo. b Son del mismo período. c Son no metales. d Son metales de transición. e Tienen propiedades químicas similares.Para responder a las preguntas consideramos la disposición de los últimos electrones en cada caso A: 4s2 3d 3; B: 4s2 3d 10.
a Falso. A es del grupo 5 y B es del grupo 12.b Verdadero. Ambos son del período 4, al ser esta su última capa con electrones.c Falso. Ambos son metales.d Verdadero. A es el vanadio y B es el cinc.e Falso. Al ser de grupos distintos, sus propiedades son también distintas.
EJERCICIOS RESUELTOS
58
ejercicio 11 Un anión A2− tiene la siguiente confi guración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
a ¿Cuál es la confi guración electrónica del elemento neutro? b Determina a qué grupo y período pertenece. c ¿De qué elemento se trata?
a El elemento A debe tener dos electrones menos que el ión A2−, por lo que su confi guración electrónica es: [A]= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
b Vemos en su confi guración electrónica que el último nivel ocupado es 3s2 3p4; por tanto, el elemento pertenece al período 3 y al grupo 16.
c Se trata del azufre.
ejercicio 12 Considera dos elementos, A y B, de números atómicos 11 y 34, respectivamente.
a ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada elemento? b ¿A qué grupo y período pertenece cada uno de ellos? c ¿Cuál es un metal y cuál un no metal?d Identifi ca en la tabla periódica los elementos A y B.
a Para responder a la primera pregunta escribimos las confi guraciones electrónicas de los dos elementos y nos fi jamos en el último nivel ocupado:[A] = 1s2 2s2 2p6 3s1 → 1 e− de valencia [B] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p4 → 6 e− de valencia
b Elemento A: última capa, 3s1 → período 3, grupo 1Elemento B: última capa, 4s2 4p4 → período 4, grupo 16
c A es un metal y B es un no metal.d El elemento A es el sodio (Na) y el elemento B, el selenio (Se).
ejercicio 13 Considera dos elementos, A y B, de números atómicos 19 y 35, respectivamente.
a Indica la confi guración electrónica de cada elemento. b Señala la situación de cada elemento en la tabla periódica. c Compara tres propiedades periódicas de ambos elementos.d Identifi ca en la tabla periódica los elementos A y B.
a A (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
B (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p5
b Elemento A: última capa, 4s1 → período 4, grupo 1 (alcalinos)Elemento B: última capa, 4s2 4p5 → período 4, grupo 17 (halógenos)
c Los dos elementos están en el mismo período; por tanto, para comparar sus propiedades periódicas solo tenemos que fi jarnos en cuál está más a la derecha en la tabla periódica y recordar cómo evolucionan las propiedades atómicas hacia la derecha.
radio atómico: r (A) > r (B) (El radio disminuye hacia la derecha).energía de ionización: EI (A) < EI (B) (La EI aumenta hacia la derecha).afi nidad electrónica: AE (A) < AE (B) (La AE aumenta hacia la derecha).
d El elemento A que tiene número atómico Z = 19 es el potasio (K) y el elemento B, que tiene número atómico Z = 25 el bromo (Br).
2
59
Los modelos atómicos y el sistema periódico
ejercicio 14 Considera tres elementos del sistema periódico, A, B y C, de números atómicos 8, 16 y 19, respec tivamente.
a Escribe la confi guración electrónica de cada elemento.b Indica el elemento con un potencial de ionización mayor.c Indica cuál es el elemento más electronegativo.
a A (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 B (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 C (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
b El elemento A posee mayor EI, ya que es el caso en que se necesita más energía para arrancar el último electrón.
c El elemento A es el más electronegativo, tiene más tendencia a atraer electrones.
ejercicio 15 Sabiendo que los números atómicos de los elementos O, F y Na son 8, 9 y 11, res-pectivamente, escribe la confi guración electrónica de los iones O2−, F− y Na+. ¿Qué observas?
O (Z = 8)
El O tiene 8 e− en su corteza: su confi guración electrónica es [O] = 1s2 2s2 2p4.El ion O2− tiene 8 + 2 = 10 e− en su corteza: su confi guración es [O2−] = 1s2 2s2 2p6.
F (Z = 9)
El F tiene 9 e− en su corteza: su confi guración electrónica es [F] = 1s2 2s2 2p5.El ion F− tiene 9 + 1 = 10 e− en su corteza: su confi guración es [F−] = 1s2 2s2 2p6.
Na (Z = 11)
El Na tiene 11 e− en su corteza: su confi guración electrónica es [Na] = 1s2 2s2 2p4 3s1. El ion Na+ tiene 11 − 1 = 10 e− en su corteza: su confi guración es [Na+] = 1s2 2s2 2p6.
Los tres iones tienen la misma confi guración electrónica (son isoelectrónicos). De hecho, la confi -guración electrónica de los tres iones es la del gas noble neón.
ejercicio 16 Defi ne el concepto de potencial de ionización, señala cómo varía a lo largo de la tabla periódica y ordena de mayor a menor EI los siguientes elementos: silicio; oxígeno; calcio.
El potencial de ionización o energía de ionización (EI) es la energía que se necesita para extraer el electrón más débilmente ligado a un átomo en estado gaseoso. Se trata del proceso descrito por la siguiente expresión: X + EI → X+ + e−. EI potencial de ionización aumenta hacia arriba en un mismo grupo y hacia la derecha en un mismo período. El orden creciente de la EI es: EI (Ca) < EI (Si) < EI (O).
ejercicio 17 Defi ne el concepto de electronegatividad, señala cómo varía a lo largo de la tabla periódica y ordena de menor a mayor EN los tres elementos del ejercicio anterior.
La electronegatividad (EN) indica la mayor o menor atracción que un átomo ejerce sobre un par de e− compartido con otro átomo en el enlace covalente. Cuanto mayor sea la electronegatividad, mayor será la tendencia a atraer al par de e−. La EN varía igual que la EI: aumenta hacia arriba en el grupo y hacia la derecha en el período. El orden creciente de EN es: EN (Ca) < EN (Si) < EN (O).
CUESTIONARIO FINAL
60
1 Considera los siguientes isótopos del silicio:
1430Si 14
28Si 1429Si
a Determina la constitución del núcleo de cada isótopo.
b Calcula la masa atómica media ponderada del si-licio sabiendo que las abundancias de cada uno de los isótopos son: silicio-28, 92,23 %; silicio-29, 4,67 %, y silicio-30, 3,1 %.
2 Sean los elementos A, B y C, cuyos números ató-micos son Z = 3, Z = 11 y Z = 19, respectivamente.
a Escribe sus confi guraciones electrónicas.b Indica el período, grupo y nombre de la familia
a que pertenece cada elemento.c Indica cuál es el símbolo de cada elemento.
3 Completa la tabla:
SÍMBOLO Z A p+ e− n CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Co 59 27
Cl 17 36
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Al 108 [Ne] 3s2 3p1
Rb+ 85 37
Se2− 79 34
4 Indica los valores de los números cuánticos n y � de cada uno de los siguientes orbitales: 1s, 3p, 4d y 5f.
5 Indica a qué orbitales pertenecen los electrones cuyas notaciones son:
(3, 0, 0, +1/2) ( 2, 1, −1, −1/2)
6 Escribe la notación electrónica de los seis electro-nes del orbital 3p.
7 Identifi ca el elemento correspondiente en cada caso y justifi ca su ubicación en la tabla periódica:
a Su confi guración electrónica es: [Ne] 3s2 3p5.b Los números cuánticos de su electrón diferencia-
dor son: n = 2; � = 0; m = 0; s = +½.
8 Considera los tres primeros elementos del grupo 2 (Be, Mg y Ca).
a Escribe sus confi guraciones electrónicas. b Colócalos en orden creciente de radios atómicos.c Colócalos en orden creciente de energía de ioni-
zación.
9 De los siguientes conjuntos de números cuánticos, ¿cuáles son posibles y cuáles no lo son? Justifi ca tu res-puesta.
a (2, 2, 1, +1/2)b (3, 2, −2, −1/2)c (3, −2, 1, −1/2)d (2, 1, −1, −1)e (1, 0, 0, +1/2)f (2, 0, 1, +1/2)
10 Considera las confi guraciones electrónicas de los elementos A, B y C:
[A] = 1s2 2s2 2p4 [B] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
[C] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
a Indica a qué grupo y período pertenece cada ele-mento.
b Indica qué elemento es menos electronegativo.c Indica qué elemento tiene mayor radio atómico.
11 Considera las confi guraciones electrónicas de los elementos A y B:
[A] = 1s2 2s2 2p6 3s2
[B] = 1s2 2s2 2p5
a Indica el grupo y el período al que pertenecen los elementos.
b Indica el nombre de cada uno.c Indica su número atómico.d Indica, en cada caso, si la electronegatividad, el
potencial de ionización y el carácter metálico son elevados o no.