s Q u E

Estruetura atóm ica.El sistema periódico

M R o E L A u A o

1.1. Descubrimiento del electrónpágina 82

3.1. Número atómicopágina 85

3.2. Número másicopáginas 85/87 4. Estructura electrónica

del átomopáginas88/95

4.1. Espectros atómicospáginas 88/89

I4.2. Hipótesis de Planck y efecto

fotoeléctricopágina 90

I4.3. Modelo atómico de Bohr

página 91I

4.4. Correcciones al modelo de Bohrpágina 92

I4.5. De las órbitas a los orbitales

páginas 92/94I

4.6. Configuraciones electrónicaspágina 95

5. Sistema periódicopáginas96/99

6. Propiedades periódicaspáginas100/103

6.1. Radio atómicopágina 100

I6.2. Energía de ionización

página 101I

6.3. Afinidad electrónicapágina 102

I6.4. Electronegatividad

página 102I

6.5. Carácter metálico y no metálicopágina 103

I6.6. Resumen de las propiedades

periódicaspágina 103

N o

2.1. Primer modelo atómico:modelo de Thomson

página 83

I2.2. Descubrimiento del protón

página 83)

2.3. Modelo atómicode Rutherford

página 84I

2.4. Descubrimiento del neutrónpágina 84

5.1. El sistema periódico actualpágina 97

I5.2. Periodicidad

en la configuración electrónicay la valencia

páginas 98/99

4· Estructura atómico. El sistema periódico el)

DEL LIBROSOLUCIONES LAS ACTIVIDADES DEL ALUMNODE

Cuestiones previas (página 81)

1. ¿Esel átomo una esfera de materia, homogénea y maciza?Explícalo.

No; así lo creía Dalton, e incluso Thomson, si bien este últimointrodujo en esa esfera (cargada de electricidad de signo po-sitivo) a los recién descubiertos electrones (cargados negati-vamente).

Fue el experimento ideado por Rutherford el que probaríaque alrededor de un núcleo esférico, el resto del átomo,una extensa región denominada, corteza, está prácticamentevacío.

2. Indica la diferencia entre número atómico y númeromásico. Define isótopo.

Número atómico es el número de protones que tiene elnúcleo de un átomo, y número másico, el de nucleones (pro-tones más neutrones).

Un isótopo es cada uno de los átomos de un mismo elemen-to, caracterizados por poseer el mismo número atómico perodiferente número másico que los otros isótopos de eseelemento.

3. ¿Por qué la mayoría de las masas atómicas son decimales?

La causa principal de que las masas atómicas de los ele-mentos sean números decimales se debe a que son mediasponderadas de las masas atómicas de los isótopos que con-tienen.

Además, la masa atómica de un isótopo es algo menor que ladebida al conjunto de sus protones y neutrones, cuya causaes la pérdida de masa que se libera en forma de energía alconstituirse el núcleo.

4. Define configuración electrónica de un elemento.

Configuración electrónica de un elemento es la colocación,en orden creciente de energía, de los electrones de uno cual-quiera de los átomos de dicho elemento en los diferentes ni-veles y orbitales.

s. ¿Cómo están colocados los elementos en el sistema perió-dico?

Los elementos se hallan situados en el sistema periódico pororden creciente de sus números atómicos, formando gruposy períodos de mayor o menor longitud, ya que es el métodoque responde a las propiedades químicas de los elementos.

6. ¿Qué es un ion? Pon un ejemplo de un catión y un anión.¿Cuál de estos dos iones es de mayor tamaño: Fe2+o Fe3+?

Un ion es un átomo cargado eléctrica mente. Ejemplo decatión: Ca2+;ejemplo de anión: CI-.

El ion Fe2+es más grande que el ion FeH ya que este últimocarece de un electrón más lo que ocasiona que el núcleoejerza una mayor fuerza eléctrica sobre el resto de los elec-trones y, consecuentemente, se reduce el tamaño del ion.

CD Ouímico

Actividades (páginas 86/103)

D Completa la siguiente tabla e indica los posibles isótoposexistentes:

Elemento Z A N.o de p N.O de n N.O de e-

l~B 5 11 5 6 51:0 8 17 8 9 8;iCl 17 37 17 20 17l;¡U 92 235 92 143 921:0 8 16 8 8 81;( 6 13 6 7 6

l~Ag 47 109 47 62 47~Ne la 20 lO lO lO~;CI 17 35 17 18 17

Hay dos series de isótopos, dos pertenecientes al elementooxígeno y otros dos pertenecientes al elemento cloro.

O ¿Cuáles de los siguientes átomos son isótopos del mismoelemento: ~:A; ~:B;~:C;;~D;~~E?

~~AY~~D

O ¿Por qué las masas atómicas de la mayoría de los elemen-tos son números decimales?

Porque son medias ponderadas de las masas atómicas de losisótopos que contienen.

D Indica el número de electrones, de protones y de neutro-nes de las siguientes especies químicas:a) Ag-l07 b) 3252- e) 27AI3+

a) Ag- 107: n." electrones = 47; n." protones = 47; n." neutro-nes = 107 - 47 = 60

b) 3252-:n." electrones = 18; n." protones = 16; n." neutro-nes = 32-16 = 16

e) 27AI3+:n." electrones = 10; n." protones = 13; n." neutro-nes = 27 - 13 = 14.

D La plata natural está constituida por una mezcla de dosisótopos de números másicos 107 Y 109, que intervienenen una proporción del 56 % Y del 44 %, respectivamente.Calcula la masa atómica de la plata natural.

La masa de 100 átomos de Ag, que contiene los dos isótopos,es:

m = 107 u . 56 + 109 u . 44 = 10 788 u

La masa promedio de un átomo de Ag será:10788 u

100 = 107,88 u

o En la naturaleza se encuentran dos isótopos del bromo:79Bry 81Br.Deduce la proporción en que ambos isótoposforman parte del bromo natural, sabiendo que la masaatómica del elemento es de 79,9.

La media ponderada de los isótopos es de 79,9. Por tanto,llamando x al porcentaje del primer isótopo, tenemos:

79x+ 81(100-x)79,9 = ---10"':"0---'-

7990 = 79x + 8100 - 81x;2x = 110;x = 55%

Esdecir, el isótopo 79Brabunda un 55 % Yel81Br un 45 %.

D Conocidas las longitudes de onda, calcula el rango de fre-cuencias de la luz visible. ¿Qué tipo de relación existe entrela longitud de onda y la frecuencia?

Aplicamos la ecuación de la frecuencia de una radiación enfunción de la longitud de onda:

e 3 '108ms-' '4 _,Vviolet. = - = -7 = 7,5 . 10 s

A 4·10 me 3 . 108 ms-' '4 _,

V,ojo = i = 7,8' 10-7 = 3,85 . 10 s

Comparando los dos resultados, podemos deducir que entrela longitud de onda y la frecuencia de una radiación existeuna relación inversa: cuando una crece, la otra disminuye.

U Calcula la longitud de onda y la frecuencia de la tercera ra-ya de la serie de Balmer.

Aplicamos la ecuación hallada por Balmer:

v = R (2. - 2.)e n~ n~

v = 329· 10'5 s-' (2. - 2.) = 329· 10'5 S-' (~) =, 22 52' 100

= 6,91 . 10'4 S-'

C 3'108ms-'Como A = -; sustituyendo: A = '4 , = 4,34 . 10-7 m

v 6,91 . 10 s

D Calcula el cuanto de una luz de frecuencia 4·10'4 s-'.

Aplicamos la ecuación que permite hallar el cuanto deenergía:

E¿ = hv = 6,63 . 10-34 J s . 4 . 10'4 s-' = 2,65 10-'9 J

iIiJ Si un átomo está emitiendo luz con una frecuencia de4.1014 s-', ¿cuáles de los siguientes valores coinciden conlos cuantos que emite?

aJ 2,65 . 10'9 J eJ 5,30' 10'9 J

bJ 3,19' 10'9 J dJ 4,24' 10'9 J

Aplicamos la ecuación del cuanto de energía:

Eo = hv = 6,63 . 1034J s . 4 10'4 s" = 2,65 10-'9 J

Por consiguiente, son correctas las respuestas aJ yeJ, puestoque ambas son múltiplos del resultado anterior.

W ¿Cuál es la energía cinética máxima de los electronesarrancados del bario cuando es iluminado con una luz delongitud de onda de 350 nrn, si la energía de extracción delbario es 2,50 eV? Dato: 1 eV = 1,6·10-'9 J

La ecuación del efecto fotoeléctrico es hv = Eo + Ee; luego:

E¿ = hv - Eo

Hallamos la frecuencia de la luz incidente:e 3'108ms-'

v=-= =857'10'4s-'A 3,5' 10-7m '

Expresamos E¿ en julios:

2,5 eV . 1,6 . 10-'9 J/eV = 4,0 '10-'9 J

Por último, hallamos la energía cinética:

E¿ = hv - Eo = 6,63 '10-34 J s· 8,57' 10'4 s -, - 4,0' 10-'9 J =

= 1,68' 10-'9 J = 1,05 eV

Comentario: el bario es iluminado con un fotón de luz de3,55 eV de energía, de los que 2,5 eV se emplean en arrancarun electrón y el resto (1,05 eV) en proporcionarle una ciertavelocidad con la que dicho electrón se aleja del átomo.

fE Elabora un pequeño informe (para ello puedes buscar enInternet), sobre el siguiente tema: «El efecto fotoeléctricoes la base de la producción de energía eléctrica por radia-ción solar».

RESPUESTA LIBRE.

rn Indica los estados cuánticos de todos los electrones que sesitúan en n = 4 (ignora los situados en: n = 1,2 Y3).

n I m s estado cuántico4 ° ° +1/2 (4,0,0, +1/2)4 ° ° -1/2 (4,0,0, -1/2)4 1 -1 +1/2 (4,1, -1, +1/2)4 1 -1 -1/2 (4,1, -1, -1/2)4 1 ° +1/2 (4,1,0, +1/2)4 1 ° -1/2 (4,1,0, -1/2)4 1 1 +1/2 (4,1,1, +1/2)4 1 1 -1/2 (4,1,1, -1/2)4 2 -2 +1/2 (4,2, -2, +1/2)4 2 -2 -1/2 (4,2, -2, -1/2)4 2 -1 +1/2 (4,2, -1, +1/2)4 2 -1 -1/2 (4,2, -1, -1/2)4 2 ° +1/2 (4,2,0, + 1/2)4 2 ° -1/2 (4,2,0, -1/2)4 2 1 +1/2 (4,2,1, +1/2)4 2 1 -1/2 (4,2,1, -1/2)4 2 2 +1/2 (4,2,2, +1/2)4 2 2 -1/2 (4,2,2, -1/2)4 3 -3 +1/2 (4,3, -3, +1/2)4 3 -3 -1/2 (4,3, -3, -1/2)4 3 -2 +1/2 (4,3, -2, +1/2)4 3 -2 -1/2 (4,3, -2, -1/2)4 3 -1 +1/2 (4,3, -1, +1/2)4 3 -1 -1/2 (4,3, -1, -1/2)4 3 ° +1/2 (4,3,0, + 1/2)4 3 ° -1/2 (4,3,0, -1/2)4 3 1 +1/2 (4,3,1, +1/2)4 3 1 -1/2 (4,3,1, -1/2)4 3 2 +1/2 (4,3,2, +1/2)4 3 2 -1/2 (4,3,2, -112)4 3 3 +1/2 (4,3,3, +1/2)4 3 3 -1/2 (4,3,3, -1/2)

lE i:m Determina el número y tipo de orbitales existentesen el nivel n = 4. ¿Cuántos electrones caben en este nivel?

El número de orbitales que puede haber en un determinadonivel podemos hallarlo con la ecuación n2,donde n represen-ta el número del nivel. En este caso: 42 = 16. El tipo de orbita-les será:

- Un orbital s. - Tres orbitales p.

- Cinco orbitales d. - Siete orbitales f.

El número máximo de electrones que caben en ese nivel será2n2 = 2 . 42 = 32.

rn Atendiendo a su colocación en el sistema periódico, escribela configuración electrónica de los elementos alcalinos, U,Na, K, Rb Y Cs. Indica los electrones de valencia que poseecada uno de ellos.

Sabiendo que los metales alcalinos pertenecen al grupo 1,que se encuentran en los períodos 2, 3, 4,5 Y6, Yque los ele-mentos de un mismo grupo poseen el mismo número deelectrones externos, tenemos que:

Li: 15225'

Na: 152252 2p6 35'

K: 1S2252 2p6 3s2 3p6 45'

Rb: 1522s2 2p6 3523p6 452 3d 'o 4p6 5s'

Cs: 152252 2p6 3s2 3p6 452 3dlO 4p6 5524d'O 5p6 6s'

Los electrones de valencia en todos los casos son uno.

4· Estructura atómico. El sistema periódico e

rn Haciendo uso de la tabla periódica, dibuja el diagrama deorbitales del Mg, el P y el S.

Mg: IT] IT] [illl[r t[ IT]15 25 2p 35

P: IT] IT] [rt[r ti!ti IT] [r[r[rl15 25 2p 35 3p

S: IT] IT] [TI[rt[1]] IT] ITillITJ15 25 2p 35 3p

W Indica la valencia iónica del Ca, el Cs, el B y el N.

Ca: 1S2 2s2 2p6 3s2 3p64s2. Valencia iónica del Ca: 2 (tiene ten-dencia a perder dos electrones).

Cs: 1S2 2s2 2p63s2 3p64s2 3d'o 4p65s2 4d'o 5p6 6s'. Valencia ióni-ca del Cs: 1 (tiene tendencia a perder un electrón).

B: 1S2 2s2 2p' Valencia iónica del B:3 (tiene tendencia a perdertres electrones).

N: 1S2 2s2 2p3. Valencia iónica del N: 3 (tiene tendencia a ganartres electrones).

iEl Responde a las siguientes preguntas relativas a la energíade ionización:

a) ¿Por qué al grupo de los metales alcalinos le correspon-den las menores El,?

b) ¿Por qué al grupo de los gases nobles le correspondenlas mayores El,?

e) ¿Por qué el berilio tiene una El, superior a la del boro sieste último está colocado a su derecha?

d) ¿Por qué el rubidio tiene una El, inferior a la dellitio?

e) ¿Por qué el galio tiene una El, menor que el calcio?

a) Porque resulta sencillo, desde el punto de vista energéti-co, arrancar el único electrón de valencia que tienen. Alhacerlo, adquieren la configuración electrónica estable degas noble.

b) Esoindica que sus configuraciones electrónicas, con todoslos niveles y subniveles llenos de electrones, les confie-ren gran estabilidad y cuesta mucho, desde el punto devista energético, destruir esa estabilidad arrancándoles unelectrón.

e) El Be tiene el subnivel s de la última capa lleno de electro-nes yeso le confiere cierta estabilidad. Sin embargo, el bo-ro tiene incompleto (con solo 1 electrón) el subnivel p desu última capa, y resulta más fácil arrancarle un electrón.Este hecho predomina sobre el del aumento de la carganuclear del boro, que, de ser mayor su influencia, otorga-ría al boro una más alta El..

d) Porque el electrón de valencia se halla muy lejos delnúcleo (el Rb tiene más capas que el Li) y resulta másfácil arrancarle un electrón (proporcionar menos cantidadde energía).

e) La respuesta es idéntica a la del apartado e).

i]l Ordena de mayor a menor electronegatividad los elementosde números atómicos 1,6, 9, 19 Y 55. A la vista de la orde-nación, ¿quiénes son más electronegativos, los metales o losno metales?

Conociendo los números atómicos y observando los valoresde electronegatividad que aparecen en la figura 4.30 delLibro del alumno, concluimos el siguiente orden:

F>C> H > K> Cs

Son más electro negativos los no metales.

G Ouímico

fE Sabiendo que las energías de ionización del Li, el Cs,elel S, en kl/mol, son, respectivamente, 520, 376, 786 Y1

a) Ordénalos, de mayor a menor, según su carácter mlico.

b) Ordénalos, de mayor a menor, según su carácter notálico.

a) Teniendo en cuenta que cuanto menor sea la energíaionización, mayor es el carácter metálico, tenemos q_~Cs> Li > Si > S

b) El carácter no metálico debe variar al revés: S > Si > U> Cs

rn Fíjate en la figura 4.34 y ordena los siguientes elementpor orden creciente de cada una de las propiedades perio-dicas: u. Sr, Mo, Os, Al, Se y Br.

tabla periódica

~

Carácter no metálico, afinidad electrónica, energía de ion iza-ción, electronegatividad:

Br > Se > Al > Os > Mo > Sr > Li

Radio atómico, carácter metálico:

Li > Sr > Mo > Os > Al > Se > Br

Cuestiones y problemas (páginas 108/109)

Modelos de Thomson y Rutherford

D ¿Cómo se descubrieron los electrones? ¿Ylos protones?

Se descubrieron en los tubos de descarga: los electrones co-mo rayos negativos que surgían del cátodo, y los protonescomo rayos positivos que surgían del ánodo cuando el gasexistente en el tubo era el hidrógeno.

D ¿Qué significa era nuclear?

La época posterior al descubrimiento de la existencia en elátomo de una zona muy pequeña y densa, donde se encuen-tra prácticamente concentrada toda su masa y su carga posi-tiva (el núcleo).

o ¿Cómo se llegó a la conclusión de que debían existir losneutrones?

Rutherford sugirió, en 1920, la existencia de un tercer tipo departícula que, sin carga, tendría una masa parecida a la delprotón y estabilizaría el núcleo. Propuso lIamarle neutrón.Además, en el espectrógrafo de masas (fotocopiable 2) secomprobó que la masa de un elemento era superior a la desu carga nuclear.

D Di si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: «cualquie-ra que sea el gas en el tubo, los rayos catódicos están for-mados por electrones en movimiento, y los rayos canales,por protones en movimiento».

Es cierta la primera parte de la afirmación, pero la segundasolo es correcta cuando el gas sea el hidrógeno.

¿Cómo se puede saber si los rayos catódicos viajan delcátodo al ánodo o del ánodo al cátodo?

Porque producen luminiscencia en la pantalla de sulfuro dednc, ZnS, que se encuentra aliado del ánodo.

Indica algún experimento que permita demostrar que losrayos catódicos tienen masa y carga.

e tienen masa se demuestra con una rueda de paletas in-rerpuesta en su camino (pueden hacerla girar); que tienencarga, con las desviaciones sufridas al situarlos en presenciace campos eléctricos o magnéticos.

Calcula la carga que transporta 1 mol de electrones.

= la UNIDAD1 se vio que 1 mol de electrones son 6,022 . 1023

rones. Como la carga de uno de ellos es 1,602 . 10-19 C,'" e todos será:

6,022 . 1023. 1,602 . 10-19 = 96 500 C

uántos electrones son necesarios para llevar una cargale?

- <amos la siguiente relación:

1e- xe1,602 . 10 19 C 1 e

x = 6,22 10'8 electrones

carqa nuclear del cobre es 4,646.10-18 C, calcula el nú-de cargas nucleares que contiene el núcleo del átomore.

os la siguiente relación:

4,646' 10'8 e----:-;:---- = 29 protones1,602 . 10 19 Clprotón

erando que la masa de un átomo de Li (6,015 u) resi-mente en su núcleo, que el diámetro del núcleo eseces inferior al del átomo, y sabiendo que el radioo de Li (suponiendo que sea esférico) es 0,15 nm,

la densidad del núcleo de dicho átomo. Comenta el

'átomo

100000,15' 10-7 cm "

10000 = 0,15' 10- cm

ClIIo.J::cr:~I(IOque el núcleo es una esfera perfecta:

4 4= -TIr = -TI (0,15' 10-")3 = 1,414' 10-35cm"

3 3

densidad será:

6,015 u . 1,66 10-24 g/u-'----'-----,,.,,--=-- = 7,06 . 1O" g/crrr'1,41410 35

ce una densidad altísima!

idad de un átomo de Li y compara el resultadoejercicio anterior.

~_~~_:o una esfera perfecta como forma del átomo, te-

•••••• "'5i:::ac- será:

6,015 u . 1,66 10-24 g/u-'------'--;:-:--.¿=-- = 0,706 q/crn"1,414' 10 23cm!

--",. -.•••._ valor muy inferior a la densidad del núcleo (un_ es más pequeño).

Números que identifican al átomo. Isótopos

lE ¿Qué representa el número atómico de un elemento?

El número atómico de un elemento representa su carga nu-clear, es decir, el número de protones que contiene.

W ¿De qué nos informa el número másico de un isótopo?

El número másico de un isótopo representa la cantidad departículas masivas que contiene: protones más neutrones.

W Indica en qué se parecen y en qué se diferencian los isótoposde un elemento.

Los isótopos de un elemento tienen la misma carga nuclear,pero distinta masa nuclear. Esdecir, tienen el mismo númerode protones y distinto número de neutrones.

W Di si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: «todos losátomos con igual número atómico, cualquiera que sea sumasa, pertenecen al mismo elemento químico».

Verdadera: todos los átomos de un mismo elemento tienen elmismo número de protones.

m Di si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: «unátomo con 6 protones y 6 neutrones en su núcleo tiene unnúmero atómico 6 y un número másico 6».

La segunda parte de la afirmación es falsa: tiene de númeromásico 12.

W Un ion CaH tiene 18 electrones y 20 neutrones. ¿Cuántosprotones posee? ¿Cuál es su número atómico? ¿Cuál es sunúmero másico?

Si un ion está cargado con dos cargas positivas, su núcleocontiene dos protones más que los electrones existentes enla corteza. Es decir, tiene 20 protones (18 + 2). Por consi-guiente: su número atómico es 20, y su número másico, 40.

i]] ¿Cuál es la diferencia entre número másico y masa atómicade un isótopo?

El número másico es siempre un número entero (ya que es elresultado de la suma de otros dos números enteros: númerode protones más número de neutrones), y la masa atómicadel isótopo es un número decimal inferior al anterior, debidoa la pérdida de masa (transformada en energía) sufrida al for-marse el núcleo.

lE ¿Cuál es la diferencia entre masa atómica de un isótopo ymasa atómica del elemento que contiene el isótopo?

La masa atómica de un elemento es la media ponderada delas masas atómicas de los isótopos que contiene.

fIi.l Como unidad de masa atómica se ha elegido la doceavaparte de la masa del isótopo de carbono-12. ¿Por qué lamasa atómica del carbono es, entonces, 12,011 u?

Porque el elemento carbono tiene isótopos y la media pon-derada de las masas atómicas de los isótopos que contieneresulta un número decimal.

fII El Li tiene dos isótopos de masas atómicas 6,015 y 7,016,respectivamente. La masa atómica del Li es 6,941 u. Deter-mina la abundancia de cada isótopo.

El promedio de la masa de 100 átomos es:

6,941 . 100 = x- 6,015 + (100 - x)· 7,016

Resolviendo la ecuación anterior, obtenemos x = 7,5 %.

El isótopo de masa 6,015 abunda un 7,5 %, Y el isótopo demasa 7,016, un 92,5 %.

4· Estructura atómico. El sistema periódico G

rn El espectro de masas de dos iones divalentes de un deter-minado elemento es el siguiente:

'">"¡:;'"~'"'ue'""Oe::J.D

'"

0,691

0,309

62,930 64,928 masas

¿De qué elemento se trata?

Con los datos de abundancia relativa y masas atómicas, halla-mos el promedio:

masa atómica = 62,930 . 0,691+ 64,928 . 0,309 = 63,548

El valor obtenido corresponde al átomo de cobre (Cu).

Espectros. Hipótesis de Planck. Efecto fotoeléctrico.Modelo de Bohr

W ¿Qué diferencia hay entre el espectro de la luz visible y elde la luz que emite una sustancia cuando arde (o un gascuando se le excita mediante descargas eléctricas)?

El espectro de la luz visible es continuo, mientras que el queemite una sustancia cuando arde (o un gas cuando se le exci-ta mediante descargas) es discontinuo o de rayas.

W Define los conceptos de longitud de onda y frecuencia deuna radiación.

La longitud de onda es la distancia (en m, cm, A, etc.) entredos puntos consecutivos de una onda que se hallan en elmismo estado de vibración. La frecuencia es el número deondas que pasan por un punto en la unidad de tiempo; semide en sl o, lo que es lo mismo, en hertzios, Hz (en honor deHeinrich Rudolf Hertz).

rn ¿Qué afirma la hipótesis de Planck?

Véase el epígrafe 4.2 del Libro del alumno.

fIa ¿Cómo explica el modelo de Bohr los espectros atómicos?

Al calentar un elemento gaseoso o cuando se le aplica unadescarga eléctrica, los electrones de sus átomos promocio-nan a niveles superiores, con lo que su situación se tornainestable, ya que existe un alto contenido energético; porello, cuando se retire la fuente energética, los electrones vol-verán a su estado fundamental, emitiendo el exceso de ener-gía en forma de radiación que, pasada a través de un polarí-metro, dará lugar al espectro.

W ¿Por qué hubo que hacer correcciones al modelo de Bohr?

Paraexplicar la estructura fina del espectro.

~ Si un gas excitado mediante calor o descargas eléctricasdeja una raya roja a 668 nrn, ¿por qué cuando, sin estar ex-citado, se interpone en el camino de un haz de luz blanca,deja una raya negra, a 668 nm, sobre el fondo de los sietecolores?

En el primer caso emite luz roja de A = 668 nm (espectro deemisión). mientras que en el segundo absorbe luz roja (de668 nm) de la blanca que le llega (espectro de absorción).

fE ¿Cuáles de las siguientes líneas espectrales se encuentranen la región visible del espectro: 300 nm, 500 nm, 700 nm o900 nm?\...ade SClClnm \\Ierde) y la de 7ClClnm \m)o).

G Químico

m ¿Qué son las microondas?

Las microondas son radiaciones electromagnéticas de bajaenergía, frecuencia y, por tanto, baja longitud de onda.

üIII Si excitamos todos los electrones de una muestra de áto-mos de hidrógeno hasta el nivel 4, al volver a estados deenergía inferiores, ¿cuántas líneas aparecerán en el espec-tro de emisión resultante?

Aparecerán 6 líneas: caídas del 4 al 1, del 4 al 2, del 4 al 3, del3 al 2, del 3 al 1, y del 2 al 1.

rn Averigua la longitud de onda de la radiación de frecuencia4,8, 1015 s-\Aplicamos la relación existente entre longitud de onda y fre-cuencia y sustituimos datos:

e 3'108ms-1

A = - = 15 1 = 6,258 . 10-8 mv 4,8' 10 s

rn Calcula la energía del fotón correspondiente a una radiaciónde frecuencia 6 . '014 s-\ Determina la longitud de ondade esa radiación.

Aplicamos la ecuación que permite hallar el cuanto deenergía:

E= hv = 6,63' 10-34 J s : 6· 10145-1 = 3,97' 10-19 J

Calculamos la longitud de onda:

e 3'108ms-1

A = - = = 5 . 10-7 m = 500 nmv 6'1014s 1

üIIJ Los rayos X tienen una longitud de onda que oscila entre'0-3 nm y , Onm. Halla la energía correspondiente e inten-ta averiguar por qué se llama penetrantes a los primeros yblandos a los segundos.

Aplicamos la ecuación que permite hallar el cuanto deenergía:

he 663·1O-34Js·3·108ms-1

E1=-= ' =1,99-10-13JA 10 3 nm . 10 9 m/nm

Aplicamos de nuevo la ecuación anterior para el otro valor dela banda:

he 6,63 - 10-34 J s - 3 .108 ms-117

E = - = = 1 99 - 10- J2 A 10nm ·10 "rn/nrn '

Estos últimos son menos energéticos que los anteriores (se105 denomina blandos).

m Calcula la frecuencia de la radiación electromagnética queemite un electrón cuando realiza en un átomo el salto mos-trado en la figura. ¿En qué parte del espectro electromag-nético dejará marca?

e

I14Asev

10,22 eV

Aplicamos la ecuación que permite hallar la variación deenergía correspondiente a un salto electrónico:

l:lE= hv

Despejando la frecuencia y sustituyendo 105 datos:

!:lE (14,45 - 10,22) eV· 1,6' 10-19 J/eVv=-=

h 6,63 - 10 34 J s

= 1,02 _1015S-1

Calculamos la longitud de onda:

e 3·108ms-1

A = - = = 294 . 10-7 m = 294 nmv 1,02'1015s' ,

I'ertenece o lo región Gel ultro\lioleta.

odelo de orbitales. Configuraciones electrónicasm Realiza un resumen de los distintos modelos atómicos apo-

yándote en la siguiente tabla:

Modelo Ideasintroducidas Hechosque Hechosqueexplican no explican

DeThomson Elátomocontiene Lanaturalezadelos Laexistenciaelectrones. rayoscatódicos. deotraspartículas.

Losespectrosatómicos.

De Unnúcleo Lagranfuerza QuelosRutherford enel átomo,donde dedesviaciónde electronesse

seencuentran unapequeñaregión puedanmantener

Ilosprotones. delátomoal incidir girandoalrededor

rayosu. del núcleo.Losespectrosatómicos.

DeBohr Loselectronessolo Losespectros Laestructurafinapuedenencontrarse atómicos. delespectroendeterminadas y la naturalezazonasdelátomo. ondulatoria

de loselectrones.

Delos Naturaleza Elprincipio ¿Porquéhayorbitales ondulatoriade los deHeisenberg tantaspartículas

electrones.Factores y lanaturaleza elementales?deprobabilidad. ondulatoria ¿Quépartículas

de loselectrones. sonauténticamenteelementales?

¿Cuál es la diferencia entre órbita y orbital?

a órbita es aquella región circular donde unas partículas,lamadas electrones, giraban a unas ciertas distancias delnúcleo. Las distancias de las órbitas al núcleo podían ser me-dibles con precisión. Sin embargo, la naturaleza ondulatoria

el electrón y el principio de incertidumbre de Heisenbergobligan a hablar de densidad de carga negativa en el átomo.Por otro lado, un orbital es la región del espacio en la que hayuna alta probabilidad (entre el 90 % Y el 99 %) de encontrar

n electrón de determinada energía.

¿Qué son los números cuánticos?

.os números cuánticos son soluciones matemáticas de lasecuaciones de onda aplicadas a los electrones de un átomo.=stán íntimamente relacionados con los orbitales.

¿De qué manera restringe el valor de I a los valores de m?

toma todos los valores enteros comprendidos entre -1 y 1oasando por el o.

¿Qué significa configuración electrónica de un elemento?¿Qué reglas o principios deben tenerse en cuenta?

-'3 configuración electrónica de un elemento es el ordena-iento de los electrones de uno de sus átomos en los dife-

entes niveles y orbitales. Deben tenerse en cuenta la reglade la mínima energía, la regla de Pauli y la regla de Hund.

tm Un electrón está caracterizado por los siguientes nú-eros cuánticos: (3, 2, 0,1/2). Indica el significado de cada

úmero y su situación en el átomo.

= 3; I = 2; m = O, Y s = 1/2. Es un electrón de tipo 3d.

Señala las semejanzas y diferencias existentes entre losorbitales 1s y 2s.

-'3 forma es idéntica: esférica por ser ambos orbitales s. Sediferencian en el tamaño y la energía, que son superiores en

2s.

rn ¿Cuántos orbitales d existen? ¿V f?

Si el orbital es d, entonces I = 2 Y m = - 2, -1, 0, 1, 2. Comohay tantos orbitales como valores toma el número cuánticom, existirán 5 orbitales d. Razonando de la misma manera,puede deducirse que existirán 7 orbitales de tipo f.

~ [m Da los cuatro números cuánticos del electrón másenergético de un átomo de número atómico 3, 6 Y 18.

Si Z = 3, su configuración electrónica es 1S22s'; el electrónmás energético es uno situado en el orbital 2s. Por tanto, losnúmeros cuánticos podrían ser (2, 0, 0,1/2).

Si Z = 6, su configuración electrónica es 1S22s2 2p2; el elec-trón más energético es uno situado en el orbital 2p; sus nú-meros cuánticos podrían ser (2, 1, 1, 1/2).

Si Z = 18, su configuración electrónica es 1S22s2 2p6 3s2 3p6;el electrón más energético es uno situado en el orbital 3p, cu-yos números cuánticos pueden ser (3,1,1,1/2).

rn [m ¿Cuántos electrones puede tener el número cuánticoprincipal n = 5 en un átomo?

Aplicamos la ecuación:

2n2 = 2 52 = 50 electrones

m Da los cuatro números cuánticos del electrón más energéti-co de los siguientes átomos: Si, Fe, Br y Sn.

Según lo comentado en el margen Orbitales equivalentes dela página 93:

• Si: 1S22s2 2p6 3s2 3p2

Por tanto, n = 3; 1= 1; m = O; s =1/2 01/2.

• Fe: 1S22s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Por tanto, n = 3; 1 =2; m=2; s = 1/2 o 1/2.

• Sr: 1S22s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d'0 4ps

Por tanto, n = 4; 1 = 1; m =0; s = 1/2 o 1/2.

• Sn: 1S22s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d'0 4p6 SS24dlO 5p2

Por tanto, n = 5; I =1; m = O; s =1/2 01/2.

W ¿Es lo mismo configuración electrónica de un átomo queconfiguración electrónica de un elemento?

Sí. Todos los átomos de un elemento (incluidos los isótopos)tienen el mismo número de electrones totales.

m Dibuja la configuración electrónica del estado fundamen-tal para los elementos P y CI.

P: CI:

3p3 3ps

3s2 3s2

E 2p6 E 2p6

2s2 2s2

1S2 1S2

m Escribe las configuraciones electrónicas de los halógenos eindica qué tienen en común.

F: 152252 2ps

CI: 1S22s2 2p6 3s2 3ps

Br: 1S22s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 104pS

1: 1S22s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d'0 4p6 5s2 4d'0 5p5

Los halógenos tienen en común el mismo número de electro-nes en la última capa (siete electrones de valencia), lo quepermite anticipar que tendrán un comportamiento químicoparecido.

4· Estructura atómica. El sistema periódico G)

lmiJ t:m Identifica la configuración electrónica, según lanotación de orbitales, de los elementos Si, Fe, Br y Sn, asícomo el grupo y el período al que pertenecen.

Si: lTIl lTIl [1t[1t[1t[15 25 2p¡ff] ff] \1t\1t\1u

F 15 25 2pe'. lTIl [DI 1 [Ülrn

45 3d¡lTIl lTIl ITIIIt[1~Br: 15 25 2p

lTIl [1t[1* mt\1t\\1tlfillJ45 3d 4p

lTIl lTIl ffm* ti15 25 2p

Sn: 1 ITIlII tll tll tl1tlfIJ ll1Ifill]~ 3d 4p

~ [ill[]4d 5p

Si: grupo 14, período 3.

Fe:grupo 8, período 4.

Br: grupo 17, período 4.

Sn: grupo 14, período 5.

W Indica la configuración electrónica de los iones 02- y Na+.

02-: 1S2 2s2 2p6

Na": 1S2 2s2 2p6

Ambas son configuraciones estables de gas noble.

lTIl 11111=135 3p

ff] \1-1.11-1.11t\3s 3p

lTIl ll1Ifill]3s 3p

lTIl 11* tll ti3s 3p

lTIlSs

W ¿A qué átomos corresponden los siguientes diagramas deorbital?

1s

a) lTIlb) lTIle) lTIl

2s 2p

[ITIJ11111: 1ITIillJ

lTIllTIllTIl

a) Boro.

b) Carbono.

e) Nitrógeno.

El sistema periódico. Propiedades periódicas

W ¿Cuál fue el criterio seguido por Mendeleiev al ordenar loselementos?

Al igual que Newlands, utilizó el orden creciente de masasatómicas como criterio de clasificación, pero, a diferencia delinglés, Mendeleiev cambió la longitud de las filas adaptán-do las a las valencias de los elementos y no dudó en dejarhuecos en aquellos lugares donde la prudencia aconsejabano colocar ningún elemento de los conocidos, porque suspropiedades no correspondían a las de su columna, e inclusoinvertir el orden de alguno de ellos, para justificar sus propie-dades.

~ ¿Cuál es el criterio que rige el ordenamiento de los elemen-tos en el actual sistema periódico? ¿Por qué se ha seleccio-nado este criterio?

El criterio actual consiste en ordenar los elementos por ordencreciente de sus números atómicos. De este modo se respon-de a las propiedades químicas de los elementos.

G) Químico

W ¿Dónde tienen su electrón diferenciador los elementos detransición? ¿Vlos de transición interna?

Los elementos de transición envían su electrón diferenciador aorbitales d del nivel del número anterior que el que indica superíodo. Los elementos de transición interna envían su elec-trón diferenciador a orbitales f del nivel del número dos uni-dades inferior al que indica su período.

~ ¿Qué es la energía de ionización? ¿Cómo varía en un grupoy en un período?

Es la energía necesaria (la que hay que comunicar) paraarrancar el electrón más externo de un átomo aislado en es-tado gaseoso. Se mide en eV o en kJ/mol. El proceso originaun ion positivo o catión. Cuanto menor sea la fuerza con queel electrón se encuentra unido a su átomo, más fácil será esteproceso (menor energía de ionización), y mayor será su ten-dencia a convertirse en catión.

En general, la E/! disminuye al descender en el grupo, pues elelectrón externo se encuentra más alejado del núcleo y cues-ta menos arrancarlo, mientras que al avanzar por el períodohacia la derecha, la E/! aumenta, ya que se incrementa la car-ga nuclear, y al estar más atraídos los electrones, cuesta másarrancarlos.

~ ¿Qué mide la electronegatividad de un elemento? Indicalos cinco elementos más electronegativos.

Mide la tendencia que tiene su átomo a atraer hacia sí el parde electrones de su enlace con otro átomo. Se mide enunidades arbitrarias deducidas por el estadounidense LinusPauling. Los cinco elementos más electro negativos son F,0,CI, N y Br.

~ ¿Cuántos elementos hay en el cuarto período?

En el cuarto período hay 18 elementos.

m ¿Podemos asegurar que el radio de un átomo es una cons-tante del átomo?

No, pues el tamaño de la nube electrónica es variable y de-pende de la naturaleza del átomo con el que se una.

t[i] t:m Dispón los siguientes átomos en orden creciente desu radio atómico: N, Mg Y Al.

Según los valores de la figura 4.27:

rN < rAI < rMg

r!iJ ¿Cuál es la relación existente entre carga nuclear y energíade ionización?

No hay una relación fija. En una primera aproximación, cuan-to mayor sea la carga nuclear mayor será la energía de ioniza-ción (cuesta más arrancar los electrones); eso es, salvo algunaexcepción, lo que ocurre al recorrer un período; pero si, comoconsecuencia del aumento de la carga nuclear, se incremen-tara el número de capas electrónicas y el electrón se encon-trara, por tanto, más lejos del núcleo, la energía de ionizacióndisminuiría (lo que sucede al bajar en los grupos).

~ t:m Dispón estos elementos en orden creciente de susenergías de ionización: Br, F,u. Be y Cs.

Según los valores de la figura 4.29:

Eles < E/u < E/Be < E/Br < E/F

~ Compara y explica los tamaños relativos de H+, H Y H-.

rw > rH > rH" Cualquier ion negativo es más grande que suátomo neutro por la repulsión que provoca la entrada delnuevo electrón. De forma inversa, un ion positivo, al perderun electrón, ve reducido el efecto de repulsión y la carga nu-clear ejerce más atracción sobre la nube electrónica.

¿Qué átomo tiene mayor radio: K o ea; K o Br? ¿Por qué?

'K> 'ea; 'K> 'Br' En un período, de izquierda a derecha, los ra-dios atómicos de los elementos representativos disminuyen.Ello se debe al aumento de la carga nuclear, que origina unamayor atracción sobre la nube electrónica.

•••• Desde el punto de vista electrónico, ¿cuál es el criterio quepermite diferenciar un elemento metálico de otro que no loes?

Un elemento metálico se caracteriza porque cede electronesfácilmente y no tiene tendencia a qanarlos. porque es pocoelectronegativo; los metales suelen tener los electrones devalencia en los niveles s y d. y los no metales en los p.

Evaluación (página 110)

Señala la respuesta correcta en cada uno de los ejercicios:

La lámina metálica del experimento dirigido por Ruther-ford:

a) Desviaba fuertemente la mayoría de las partículas.

b) Desviaba ligeramente muy pocas partículas.

e) Desviaba fuertemente muy pocas partículas.

2. Sabiendo que la masa atómica del N es 14, la masa de suion N3- es:

a) 17 b) 11 ~ e) 14

r:r:l ¿Por qué el nitrógeno tiene más El, que el oxígeno?

Porque el desapareamiento de electrones en los orbitales pque tiene en su estructura electrónica el N confiere estabili-dad y es necesario un mayor aporte energético para des-truirla.

rn Según el ordenamiento de Mendeleiev, no se comprendepor qué el telurio (de masa atómica 128) ha de colocarsedelante del yodo (de masa atómica 127). ¿eómo justificasla situación de estos dos elementos en el actual sistema pe-riódico?

No es la masa atómica del elemento el criterio que justifica laperiodicidad de las propiedades químicas de los elementos; esel número atómico el que realmente responde a las propieda-des químicas de los elementos, y, según este criterio, el teluriotiene un número atómico inferior en una unidad al del yodo.

3. Los núcleos 'gx y ';~Y:

a) Pertenecen a átomos que son isótopos.

b) Pertenecen a elementos que están colocados uno allado del otro del sistema periódico.

e) No existen.

4. Eslo mismo decir masa atómica de un elemento que:

a) Masa atómica de uno de sus átomos.

b) Masa promedio de las masas atómicas de los isótoposque contiene.

e) Masa de todos sus protones, neutrones y electrones.

S. El fotón emitido en una transición electrónica entre dos ni-veles cuya diferencia de energía es 2r09 . 10-'8 J:

a) Deja una marca en el espectro a una frecuencia de3,16' 10'6 s-'.

b) Deja una marca coloreada.

e) Deja una marca en el espectro a una longitud de ondade 9,5, 10-8 m.

6. El siguiente estado cuántico (4, 3, 2, +1/2) representa:

a) Una combinación imposible.

b) Un electrón 4p.

~ e) Un electrón 4f.

7. Dadas estas dos distribuciones electrónicas, A: 1S2 2s2 2p6ss'. y B: 1S2 2s2 2p6 4s':

a) La A representa un átomo de potasio.

b) La A y la B representan elementos distintos.

~ e) Se necesita más energía para extraer un e- de A quede B.

8. Una especie química tiene Z = 16, Y su configuración es1S2 2s2 2p63s2 3p6. La especie química es:

a) Un gas noble.

~ b) Un ion negativo.

e) El átomo de azufre.

9. Los elementos de un período, salvo excepciones:

a) Tienen mayor tamaño al incrementarse su númeroatómico.

b) Tienen propiedades parecidas.

~ e) Presentan mayor electronegatividad al elevarse su Z.

10. Si comparamos los tamaños del Na, el, Na+ y CI-,entonces:

~ a) CI- > el

b) Na+ > Na

e) Na+>CI-

4· Estructura atómico. El sistema periódico G