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TEMA 2: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA. SISTEMA PERIODICO.
El estudio de la estructura atómica de la materia transcurre desde hace más de
200 años. A lo largo de este tiempo, se han ido desarrollando una serie de modelos
atómicos que han ido dando respuesta a los hallazgos experimentales que tenían lugar.
Es todo un ejemplo de la aplicación del método científico del dinamismo de la química.
La importancia del conocimiento de la estructura atómica radica en que esta, es
determinante en las propiedades de los distintos elementos químicos, en su capacidad
para formar enlaces y en su reactividad.
1-El átomo
Los átomos están formados por tres tipos de partículas elementales; protones,
neutrones y electrones.
Partícula
Protón
Electrón
Neutrón
Carga (C)
1,602 × 10–19
1,602 × 10–19
0
Masa(kg)
1,673 x 10−27
9,11×10-31
1,675 x 10−27
Descubridor
Goldstein (1886)
Thomson (1897)
Chadwick (1932)
Número atómico (Z) es igual al número de protones de un átomo.
Si el átomo es eléctricamente neutro, el átomo tiene el mismo número de
protones que electrones.
Número másico (A) es igual al número de nucleones, que es el número de partículas
que hay en el núcleo de un átomo.
A=Z+N
Iones: Un átomo puede ganar o perder electrones quedando cargado eléctricamente,
convirtiéndose en un ion.
 Ión positivo o Catión: Cuando un átomo pierde electrones quedando cargado
positivamente.
 Ión negativo o Anión: Cuando un átomo gana electrones quedando cargado
negativamente.
Isótopos: Son átomos con el mismo número atómico pero diferente número másico.
Son átomos del mismo elemento químico pero con diferente numero de neutrones.
Isótopos del Hidrógeno: hidrógeno, deuterio y tritio
Masa atómica: es la media de las masas isotópicas, ponderada de acuerdo con la
abundancia en la naturaleza de los isotopos del elemento.
Ejemplo Magnesio 78.99 %, 23.985042 u, 10 %, 24.985837 u,
25.982593 u
Masa atómica = 24.305052 u
1
11.01 %,
2-Historia de los modelos atómicos
En el Siglo V A.C. dos Filósofos Griegos Leucipo y Demócrito propusieron que
la Materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba Aristóteles. Ellos
proponían que al final de la división llegarían a los átomos. (La palabra griega átomos
significa “indivisible”)
A partir de las leyes ponderales, Dalton propuso su modelo. Estas leyes eran:
 Ley de la conservación de la masa de Lavoisier 1774; en una reacción química,
la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las
masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se
transforma).
 Ley de Proust o de las proporciones constantes 1808, para formar un
determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la
misma proporción ponderal.
 Ley de Dalton o de las proporciones múltiples 1808; dos elementos se combinen
entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que
contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de una de los
elementos combinados con un mismo peso del otro guardarán entren sí una
relación, de números enteros sencillos.
 Ley de las proporciones equivalentes Richter, 1792; los pesos de los diferentes
elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los
pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos
o submúltiplos de estos pesos.
El modelo atómico de Dalton, fue formulado en 1808 por John Dalton. Los
postulados que plantea este modelo:
1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son
indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propia masa y
cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen masas diferentes.
3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones
químicas.
4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos
distintos.
El éxito de este modelo radicaba en que este modelo explicaba porque las
sustancias se combinaban químicamente entre sí, solamente en ciertas proporciones.
Este modelo explicaba la química del siglo XIX con un solo modelo.
2
Una serie de nuevas experiencias, llevaron a la necesidad de establecer un
nuevo modelo. Estas experiencias fueron:




Naturaleza eléctrica de la materia.
Radiactividad de Becquerel.
Descubrimiento del electrón por Thomson.
Experiencia de Millikan con la que determino la carga del electrón.
El modelo atómico de Thomson. Propuesta en 1904 por Joseph Thomson,
establecía que el átomo estaba formado por una esfera positiva con los electrones en
la superficie de la esfera.
Este modelo fue desechado con la experiencia de Rutherford: Consistió en
bombardear una lámina muy fina de oro (10 µm de espesor) con un haz de partículas α
(son uno de los tipos de partículas que se producen cuando se descompone una
sustancia radiactiva).
Según el modelo atómico de Thomson obtuvo unos resultados sorprendentes:
 La mayor parte de las partículas α atravesaban la lamina sin sufrir ninguna
desviación.
 Algunas se desviaban ligeramente.
 Una de cada 20000 se desviaba mucho.
 Una de cada 20000 no atravesaba la lamina y rebotó.
Basándose en los resultados anteriores, se planteo el modelo atómico de
Rutherdford establece que:
 La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo, están contenidas en
una región muy pequeña denominada núcleo. La mayor parte del átomo esta vacía.
 La magnitud de la carga positiva es diferente para cada átomo y es
aproximadamente la mitad de la masa atómica del elemento.
 Fuera del núcleo se mueven los electrones en un número igual al de unidades
positivas en el núcleo. Así, se justifica que el átomo sea eléctricamente neutro.
Este modelo presentaba dos problemas:
1. No podía explicar la integridad de un núcleo formada solamente por partículas
positivas, que al ser del mismo signo, se repelen. Para resolver este problema
Rutherford predijo la existencia de una partícula sin carga y con una masa similar a
la de los protones que compensaría esa repulsión, dentro del núcleo. Esta hipótesis
fue confirmada con el descubrimiento del neutro por Chadwick en 1932,
3
bombardeando laminas de Berilio con partículas α, obtuvo radiaciones neutras
formadas por partículas a las que llamo neutrones.
2. Según las leyes del electromagnetismo, cuando una partícula cargada se mueve con
movimiento acelerado, emite radiación electromagnética de forma continua. Esta
emisión de energía haría que el átomo fuera perdiendo energía y se terminara
precipitando sobre el núcleo, con lo que el átomo no sería estable. Este problema no
fue capaz de resolverlo.
3-Origenes de la teoría cuántica
“Creo que puedo afirmar con toda seguridad que nadie entiende la mecánica
cuántica”. Así de tajante fue en una ocasión el Premio Nóbel de física Richard
Feynman. Y es que ciertamente, esta teoría fundamental no es una herramienta
sencilla para los físicos, y mucho menos para las personas que no han dedicado
mucho tiempo a estudiarla. No obstante, cualquiera de nosotros puede hacerse una
idea general sobre este tema.
A finales del siglo XIX, tres hechos experimentales que no tenían explicación con
la teoría clásica, dieron lugar a una nueva era en la física y el estudio de la estructura
de la materia. La teoría cuántica. Estos tres hechos fueron: La radiación emitida por un
cuerpo negro, el efecto fotoeléctrico y los espectros atómicos.
a) Radiación del cuerpo negro
Cuando un cuerpo es calentado emite radiación electromagnética en un amplio
rango de frecuencias. El cuerpo negro (ideal) es aquel que además absorbe toda la
radiación que llega a él sin reflejarla, de tal forma que sólo emite la correspondiente a
su temperatura. A fines del siglo XIX fue posible medir la radiación de un cuerpo negro
con mucha precisión. La intensidad de esta radiación puede en principio ser calculada
utilizando las leyes del electromagnetismo. El problema de principios del siglo XX
consistía en que si bien el espectro teórico y los resultados experimentales coincidían
para bajas frecuencias (infrarrojo), estos diferían radicalmente a altas frecuencias.
Los cuerpos negros emiten diferentes longitudes de onda, con diferentes
energías. Esta radiación discontinua de energía no podía ser explicada por la Física
clásica ya que considera que la absorción o emisión de energía se hace de forma
continua.
Quien logró explicar este fenómeno fue Max Planck, en 1900, que debió para
ello sacrificar los conceptos básicos de la concepción ondulatoria de la radiación
electromagnética. Para resolver el problema era necesario aceptar que la radiación no
es emitida de manera continua sino en cuantos de energía discreta, a los que llamaran
fotones. La energía de estos cuantos es;
E = hʋ ʋ= Frecuencia
Constante de Planck, h = 6,63 10-34 J s,
La hipótesis de Planck implica que solo son permitidas una serie de energías
proporcionales a h.
E = hʋ E = 2hʋ E = 3hʋ
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b) Efecto Fotoeléctrico
En 1888 H Hertz, descubrió que si incidía una luz (Luz visible o ultravioleta)
sobre algunas superficies metálicas, estas emitían electrones. Esta emisión cumple una
serie de características:
 La emisión de electrones solo se produce cuando se alcanza una frecuencia mínima
llamada frecuencia umbral (ʋo). Por debajo de esta frecuencia, que es característica
de cada metal, no se produce emisión de electrones.
 La velocidad de los electrones emitidos, solo depende de la frecuencia de la
radiación incidente y no de la intensidad. De la intensidad depende el número de
electrones emitidos.
 No existe un tiempo de retraso entre la incidencia y la emisión de electrones.
La Física clásica no era capaz de explicar estas características, principalmente
el hecho de haber una frecuencia umbral.
La explicación teórica fue hecha por Albert Einstein, quien publicó en 1905 el
revolucionario artículo “Heurística de la generación y conversión de la luz”. Propuso
que la luz está formada por una serie de partículas elementales denominados fotones
cuya energía viene dada por la ecuación de Planck: E = hʋ
Más tarde Robert Millikan pasó diez años experimentando para demostrar que la
teoría de Einstein no era correcta, para finalmente concluir que sí lo era. Eso permitió
que Einstein y Millikan fueran condecorados con el premio Nobel en 1921 y 1923,
respectivamente.
Los electrones serán arrancados cuando se les proporciona la energía suficiente
para liberarse de su interacción con el núcleo, esta será la energía mínima que se
relaciona con la frecuencia mínima. Pueden darse tres posibilidades:
 Si E < Eo No se emite electrones
 Si E > Eo Se emite electrón con una cierta velocidad E = Eo + Ec = Eo + 1/2mv2
 Si E = Eo Se emite electrón con v = 0
Cuanto mayor sea la intensidad, mayor será el número de fotones que impacten
sobre el metal. Todos estos fotones llevarán una misma energía asociada por lo que al
aumentar la intensidad, aumenta el número de electrones emitidos, pero no su
velocidad.
Por otro lado, no hay tiempo de retraso entre el impacto de fotones y la emisión
de electrones porque la energía de la radiación se presenta en paquetes concentrados
(fotones) y no distribuida en una amplia región del espacio.
c) Espectros atómicos
Si observas la descomposición de la luz blanca con un prisma o a través de las
gotas de agua produciendo el arco iris, se observa que se forma una banda de continua
de colores que corresponde a todas las longitudes de onda que la componen. Es lo que
se denomina espectro continuo.
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Para la química, resultan más útiles los espectros discontinuos.
Si un gas a baja presión y temperatura, se somete a una descarga eléctrica y la
luz emitida se descompone a través de un prisma, ahora solo veremos ciertos colores
en forma de línea sobre un fondo oscuro. Cada una de estas líneas corresponde a una
longitud de onda diferente. Es el denominado espectro discontinuo de emisión.
Si a través del gas, se hace pasar la radiación emitida por un cuerpo
incandescente y se recoge la parte no absorbida por el gas, tendremos un espectro
discontinuo de absorción.
Cada elemento químico tiene sus propios espectros de emisión y absorción, que
le son característicos y que van a servir para identificarlo como si fuera un código de
barras. Cada línea del espectro, corresponde a una longitud de onda determinada.
Espectro del átomo de hidrógeno
El espectro más estudia, por ser el más simple es el del átomo de hidrógeno.
Está compuesto por una serie de bandas repartidas por todo el espectro. Cada grupo
de bandas, recibe el nombre de su descubridor.
Serie
1ª serie: Lyman (1916)
2ª serie: Balmer (1885)
3ª serie: Paschen (1908)
4ª serie: Brackett (1922)
5ª serie: Pfund (1927)
6ª serie: Humphteys(1952)
Zona del espectro
Ultravioleta
Visible
Infrarrojo
Infrarrojo
Infrarrojo
Infrarrojo
En 1885, Joham Balmer, dedujo, de forma empírica, unas formulas para las
longitudes de onda de las líneas espectrales de la zona del visible:
nf < ni
R =constante de Rydberg = 1.097 x 107 m-1
Los valores de nf y ni para las distintas series son:
6
Con nf = 1 y ni = 2,3,4… serie Lyman
con nf = 2 y ni = 3,4,5... serie Balmer
con nf = 3 y ni = 4,5,6... serie Paschen
con nf = 6 y ni = 7,8,9... serie Humphreys
También puede expresarse esta fórmula para hallar la variación de la energía:
ΔE = 2.179 x 10-18 J (1/nf2 -1/ni2)
4-Modelo atómico de Bohr
Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr. Con este modelo
consiguió explicar el espectro del átomo de hidrogeno. Aplicó al modelo de Rutherford
la teoría cuántica de Planck (1900). Propuso que el átomo cuantizado, es decir, que el
electrón solo puede tener ciertas cantidades de energía permitidas. Esto implica que
solo puede girar en ciertas orbitas permitidas, a diferencia del modelo de Rutherford.
Cuando el electrón salta de una órbita de mayor energía (más lejos del núcleo),
a una de menor energía, (más cerca del núcleo), emite energía mediante un fotón. La
frecuencia de dicho fotón se obtiene por la ecuación de Planck E = hʋ. Este hecho
explica que un espectro sea discontinuo, apareciendo solo unas frecuencias.
Este modelo se basa en tres postulados:
Primer postulado
Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin
emitir energía.
Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el
electrón: la fuerza electrostática, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza
centripeta, tienen la misma dirección pero sentido contrario. Esto nos da la siguiente
expresión:
Despejando el radio
Donde el primer término es la fuerza electrostática, y el segundo es la fuerza
centrífuga; k es la constante de la fuerza de Coulomb, e es la carga del electrón, m es
la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y R el radio de la órbita.
Segundo postulado
No todas las órbitas para el electrón están permitidas, tan solo se puede
encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, L, del electrón sea un
múltiplo entero de
. Esta condición matemáticamente se escribe:
7
con
A partir de ésta condición y de la expresión para el radio obtenida antes,
podemos eliminar v y queda la condición de cuantización para los radios permitidos:
Con
; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que
el radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer
postulado.
Tercer postulado
El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a
otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de
energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:
Donde ni identifica la órbita inicial y nf la final, y ʋ es la frecuencia.
A partir de estos tres postulados se llega a la ecuación de Rydberg:
Bohr había dado una explicación teórica del espectro atómico del hidrogeno y de
la ecuación de Rydberg
5-Modificaciones del modelo de Bohr. Modelo de Bohr-Somerfeld
Con la llegada de aparatos de espectros de mayor resolución, se vio que, en el
espectro del átomo de hidrogeno, lo que parecía una única línea, en realidad eran
varias líneas muy juntas, que además se separaban si se aplicaba un campo
magnético, lo cual no podía explicar el modelo de Bohr. Además este modelo no
explicaba espectros de elementos con más de un electrón.
Estas líneas desdobladas, hicieron pensar que existían subniveles de energía.
En 1916 Somerfeld modifico el modelo, proponiendo que las orbitas eran
elípticas. Esto llevo a la aparición de un segundo número cuántico que describe la línea
de la órbita que sigue el electrón.
El número cuántico secundario l puede tomar valores desde 0 hasta n-1.
Al aplicar un campo magnético al espectro a átomos de un solo electrón, se
observaba que las líneas se desdoblan. Este efecto se le denomina efecto Zeeman.
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Debido a este efecto, se añadió un tercer número cuántico, el número cuántico
magnético que representa la orientación de las orbitas en el espacio.
El número cuántico magnético se representa como ml y toma valores entre –l y
+l
Posteriormente, con espectros de mayor resolución aun, se observo que todas
las líneas estaban desdobladas en dos rayas. Se pensó que esta aparición de dobletes
podría deberse a un efecto Zeeman interno: se supuso al electrón como una esfera
cargada girando en torno a si misma, con dos posibles sentidos de giro, que viene
representado por el número cuántico de espín ms, que solo puede tomar dos valores 1/2 y +1/2
En total, el electrón queda determinado por cuatro números cuánticos n (número
cuántico principal), l (número cuántico secundario, ml (número cuántico magnético) y
ms (número cuántico de espín)
6-Mecanica cuántica
Diez años después de proponer Bohr su modelo cuántico, que solo explicaba
átomos con un solo electrón, dos ideas clave dieron lugar al desarrollo de la mecánica
cuántica; la dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre.
6.1 Dualidad onda-corpúsculo
La luz había sido considerada, tradicionalmente como una onda, pero Einstein,
con sus trabajos sobre el efecto fotoeléctrico, demostró que, en determinadas
situaciones, actuaba como un conjunto de partículas (fotones).
En ese momento se planteo la hipótesis de si ¿Podrían partículas como el
electrón comportarse como una onda?
En 1923 Louis de Broglie sugirió que los electrones se podían comportar como
onda y dedujo que la onda asociada a ese movimiento ondulatorio vendría dada por la
ecuación:
λ=
m = masa del electrón
v = velocidad del electrón
Esta proposición se demostró 1927, cuando Davisson, Germer y Thomson
consiguieron difractar electrones. Lo cual demostraba su naturaleza ondulatoria.
Esta dualidad está presente en toda la materia pero en partículas de mayor
tamaño, la longitud de onda es tan pequeña que no puede detectarse y sus
propiedades se describen mejor considerándolas como partículas. En cambio, las
partículas más pequeñas, como el electrón, se describen mejor considerándolas como
ondas.
9
6.2-Principio de incertidumbre
Enunciado por Heisemberg en 1927, establece que es imposible conocer
simultaneamente y con exactitud el momento lineal y la posicion de una particula en
movimiento. El producto de las incertidumbres de la posicion y del moemnto
ΔxΔp ≥
Debido a que no podemos conocer con exactitud la posicion y velocidad, lo cual
es imprescindible para conocer la trayectoria del electron dentro del atomo. Por ello el
modelo de Bohr-Somerfeld es inviable y así aparece el concepto de
orbital.
6.3-La mecánica ondulatoria
La mecánica cuántica u ondulatoria fue desarrollada entre 1925 y 1927 por
Schrodinger, Heisemberg y Dirac. Se basa en la ecuación de ondas de Schrodinger
que describe el comportamiento de pequeñas partículas como el electrón. Esta
ecuación define una función de onda ψ que no tiene significado físico aunque el
cuadrado de su modulo si la tiene.
Ψ2 es la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio determinada.
Para el electrón, la solución de la ecuación de Schrodinger viene en función de
tres números cuánticos enteros n, l, ml. El número ms fue introducido para explicar
ciertas características de los espectros atómicos.
Cada grupo de tres valores permitidos, define un orbital, que es la región del
espacio donde existe máxima probabilidad de encontrar al electrón.
6.4-Orbital y números cuánticos
Orbital = Zona del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es
máxima.
 Número cuántico principal n= 1, 2, 3… Nos da idea del nivel al que se encuentra el
electrón, del tamaño y la energía del orbital (n = 1 es el de menor energía)
 Número cuántico secundario o azimotal l = 0,1, 2… n-1 que indica la energía y la
forma del orbital.
l=0 Orbital s de simetría esférica
l=1 Orbital p lobular con tres tipos de orbitales p x, py y pz.
l=2 Orbital d con cinco tipos de orbitales d xy, dxz, dyz, dx2-y2, dz2
l=3 Orbital f con siete tipos de orbitales
 Número cuántico magnético ml = -l… 0…+l Nos da una idea de la orientación del
orbital en el espacio.
 Número cuántico de espín ms = ± 1/2 Indica el sentido del giro del electrón sobre sí
mismo. (primer electrón de un orbital es – ½)
10
7-Configuración electrónica
Es la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales. Muchas de las
propiedades físicas y químicas dependen de su configuración electrónica.
Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía. A esta
configuración de mínima energía se le denomina configuración fundamental
7.1-Energia relativa de los orbitales
La energía de los orbitales, depende del valor de los dos primeros números
cuánticos (n y l). Estos dos números forman los diferentes subniveles s, p, d… Dentro
de un mismo subnivel, los orbitales tienen la misma energía. A estos orbitales se les
denomina orbitales degenerados (px, py y pz).
La ordenación de los electrones se rige por tres reglas:
 Regla de Aufbau: Los electrones se colocan en los subniveles por orden de energía
creciente.
 Principio de exclusión de Pauli: indica que dos electrones de un
mismo átomo no puede tener los cuatro números cuánticos iguales.
Por ello, en cada subnivel con el mismo ml, solo puede haber dos
electrones como máximo. En cada nivel hay un máximo de 2n 2
electrones.
 Regla de máxima multiplicidad de Hund: Los electrones que
entran en orbitales degenerados, con igual energía (p, d, f), lo hacen ocupando el
mayor número posible de ellos de tal forma que los electrones se coloquen lo mas
desapareados posibles. (solos).
Para abreviar, se pone entre corchetes el símbolo del gas noble anterior al
átomo, y se completa con los orbitales que falten hasta completar la configuración.
Azufre: S = 1s22s22p63s23p4
o
{Ne}3s23p4
Configuraciones electrónicas:
http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/anim/configuracion4.swf
11
Configuración electrónica de un ion
 Anión: Se añaden a la configuración electrónica, tantos electrones como cargas
negativas tenga.
Cl = 1s22s22p63s23p5 = {Ne} 3s23p5
Cl- = 1s22s22p63s23p6 = {Ar}
 Catión; Se retiran a la configuración electrónica, tantos electrones como cargas
positivas tenga.
Na = 1s22s22p63s1 = {Ne} 3s1
Na+ = 1s22s22p6
Z=1
Z=2
Z=3
Z=4
Z=5
Z=6
Z=7
Z=8
Z=9
Z = 10
Z = 11
Z = 12
Z = 13
Z = 14
Z = 15
Z = 16
Z = 17
Z = 18
Z = 19
Z = 20
Z = 21
Z = 22
Z = 23
Z = 24
Z = 25
Z = 26
Z = 27
Z = 28
Z = 29
Z = 30
Z = 31
Z = 32
Z = 33
Z = 34
Z = 35
Z = 36
Z = 37
Hidrógeno
Helio
Litio
Berilio
Boro
Carbono
Nitrógeno
Oxígeno
Flúor
Neón
Sodio
Magnesio
Aluminio
Silicio
Fósforo
Azufre
Cloro
Argón
Potasio
Calcio
Escandio
Titanio
Vanadio
Cromo
Manganeso
Hierro
Cobalto
Níquel
Cobre
Cinc
Galio
Germanio
Arsénico
Selenio
Bromo
Kriptón
Rubidio
1s1
1s2
1s22s1
1s22s2
1s22s22p1
1s22s22p2
1s22s22p3
1s22s22p4
1s22s22p5
1s22s22p6
1s22s22p63s1
1s22s22p63s2
1s22s22p63s23p1
1s22s22p63s23p2
1s22s22p63s23p3
1s22s22p63s23p4
1s22s22p63s23p5
1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p64s1
1s22s22p63s23p64s2
1s22s22p63s23p63d14s2
1s22s22p63s23p63d24s2
1s22s22p63s23p63d34s2
1s22s22p63s23p63d54s1
1s22s22p63s23p63d54s2
1s22s22p63s23p63d64s2
1s22s22p63s23p63d74s2
1s22s22p63s23p63d84s2
1s22s22p63s23p63d104s1
1s22s22p63s23p63d104s2
1s22s22p63s23p63d104s24p1
1s22s22p63s23p63d104s24p2
1s22s22p63s23p63d104s24p3
1s22s22p63s23p63d104s24p4
1s22s22p63s23p63d104s24p5
1s22s22p63s23p63d104s24p6
1s22s22p63s23p63d104s24p65s1
12
Z = 38
Z = 39
Z = 40
Z = 41
Z = 42
Z = 43
Z = 44
Z = 45
Z = 46
Z = 47
Z = 48
Z = 49
Z = 50
Z = 51
Z = 52
Z = 53
Z = 54
Z = 55
Z = 56
Z = 57
Z = 72
Z = 73
Z = 74
Z = 75
Z = 76
Z = 77
Z = 78
Z = 79
Z = 80
Z = 81
Z = 82
Z = 83
Z = 84
Z = 85
Z = 86
Z = 87
Z = 88
Z = 89
Estroncio
Itrio
Circonio
Niobio
Molibdeno
Tecnecio
Rutenio
Rodio
Paladio
Plata
Cadmio
Indio
Estaño
Antimonio
Telurio
Yodo
Xenón
Cesio
Bario
Lantano
Hafnio
Tántalo
Volframio
Renio
Osmio
Iridio
Platino
Oro
Mercurio
Talio
Plomo
Bismuto
Polonio
Astato
Radón
Francio
Radio
Actinio
1s22s22p63s23p63d104s24p65s2
1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2
1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2
1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s2
1s22s22p63s23p63d104s24p64d75s1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d85s1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d10
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
[Xe]6s1
[Xe]6s2
[Xe]5d16s2
[Xe]4f145d26s2
[Xe]4f145d36s2
[Xe]4f145d46s2
[Xe]4f145d56s2
[Xe]4f145d66s2
[Xe]4f145d76s2
[Xe]4f145d96s1
[Xe]4f145d106s1
[Xe]4f145d106s2
[Xe]4f145d106s26p1
[Xe]4f145d106s26p2
[Xe]4f145d106s26p3
[Xe]4f145d106s26p4
[Xe]4f145d106s26p5
[Xe]4f145d106s26p6
[Xe]4f145d106s26p67s1
[Xe]4f145d106s26p67s2
[Xe]4f145d106s26p66d17s
Electrones de valencia: Son los electrones que hay presentes en el ultimo nivel
ocupado. Son los responsables de las propiedades del átomo.
Estado excitado: Se denomina a cualquier ordenación posible de los electrones que
no siga el llenado de los electrones con secuencia energética de mínima energía. Estas
configuraciones se producen por saltos de electrones de orbitales de menor energía a
otros de mayor energía.
Anomalías en las configuraciones electrónicas: La mayoría se deben a que
orbitales degenerados semillenos o llenos, tienen una mayor estabilidad. En la tabla se
indican algunas de las anomalías (en azul).
13
EJERCICIOS
1. Si el número atómico es 17:
a. El átomo tendrá _____ electrones si el átomo es neutro.
b. El átomo tendrá _____ electrones si el átomo tiene de carga +2.
c. El átomo tendrá _____ electrones si el átomo tiene de carga -2.
2. El hierro tiene de número atómico 26 y de número másico 55. Las partículas del
átomo neutro son:
a. Número de protones _____.
b. Número de electrones _____.
c. Número de neutrones _____.
3. Tenemos el elemento 195Pt78 . Rellena los huecos:
a. Z = _____
b. A = _____
c. Número de protones: _____
d. Número de electrones: _____
e. Número de neutrones: _____
4. De entre las siguientes afirmaciones, selecciona la respuesta correcta y explica tu
razonamiento.
Un electrón que tiene n = 3 y ml = 0: a) debe tener ms = ½
b) debe tener l = 1, c) puede tener l = 0, 1 o 2 d) debe tener l = 2
5. Indique un valor aceptable para cada uno de los números cuánticos que faltan:
a) n = 3, l = , ml = 2, ms = ½
b) n = , l = 2, ml = −1, ms = ½
c) n = 4, l = 2, ml = 0, ms = ,
d) n = , l = 0, ml= , ms = ,
6. ¿Qué tipo de orbitales (es decir 3s, 4p ...) designan los siguientes grupos de
números cuánticos?
a) n = 5, l = 1, ml = 0,
b) n = 4, l = 2, ml= −2,
c) n = 4, l = 0, ml = 0,
7. ¿Puede un orbital tener los siguientes números cuánticos,
n = 2, l = 2 y ml= 2?
n = 3, l = 0 y ml = 0
8. Cuál es la combinación de números cuánticos de un electrón 5p? ¿Y para uno 3d?
9. ¿Cuántos orbitales hay en un nivel con n = 4?
10. ¿Qué conjuntos de números cuánticos describen los orbitales atómicos 2p?
11. ¿Qué orbital atómico tiene el conjunto de números cuánticos n = 3, l = 0, ml = 0?
¿Cómo distinguirías entre los dos electrones que ocupan este orbital?
12. Escribe los orbitales correspondientes a los siguientes conjuntos de números
cuánticos: a) 2, 1, -1. b) 4, 3, 2. c) 4, 2, -2.
14
13. ¿Qué valores puede tomar el número cuántico ml para un electrón 4d? ¿Y para uno
3s?
14. De los siguientes conjuntos de números cuánticos para el electrón, indica los que
sean falsos justificando la respuesta: a) 2, 1, 0, -1/2; b) 2, 1, -1, 3/2; c) 2, 0, 0, 1/2; d) 2,
2, 1, 1/2; e) 5, 4, 5, 1/2
15. Escribe la notación del orbital correspondiente a los números cuánticos n = 4, l = 2
y ml= 0
16. Escribe la notación de un orbital que corresponde a los números cuánticos: n = 3, l
= 1 y ml = 1
17. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas, corresponden a átomos en
estado excitado.
a) 1s2 2s1 2p2
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3d1
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
TEMA 2. 2º Parte SISTEMA PERIODICO. PROPIEDADES PERIODICAS
1. Historia del sistema periódico
El estudio de la materia y de sus propiedades en el mundo occidental, empezó ya en la
antigüedad con los griegos. Se describía el mundo material como la combinación de
cuatro elementos: Tierra, agua, aire, y fuego.
A medida que se iban descubriendo nuevos elementos los químicos iban descubriendo
analogías en sus propiedades. Existe por tanto una ley natural que relaciona los
distintos elementos y los agrupa en función de sus propiedades.
Dobereiner en 1829, hizo la primera clasificación de los elementos en triadas, conjunto
de tres elementos de propiedades muy similares. Se llamaban triadas. El central tenía
el peso atómico medio de los extremos de la triada.
Li
Na
K
Ca
Sr
Ba
Cl
Br
I
S
Se
Te
Chancourtois, 1864, construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por
pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro
vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16
unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo
que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y
recibió poca atención.
En 1864, el químico inglés Newlands observó que al ordenar los elementos en orden
creciente de sus pesos atómicos, ya que no se conocía el número atómico, el octavo
elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En
esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.
1
Li
Na
2
Be
Mg
3
B
Al
4
C
Si
5
N
P
15
6
O
S
7
F
Cl
Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con
propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas
propiedades iban variando progresivamente.
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas
propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su
descubrimiento el nombre de ley de las octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue
aceptada.
En 1869, Mendeléyev y Meyer publicaron sus Tabla Periódicas. Se baso en la ley
periódica.
Ley periódica; cuando los elementos se organizan en orden creciente de masas
atómicas, algunas propiedades se repiten periódicamente.
La tabla periodiza de Meyer se organizo en orden creciente de volúmenes y la de
Mendeleiev en orden creciente de sus masas atómicas. Lograron resultados muy
similares.
Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos. La clasificación la llevaron a cabo los
dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:

Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.

Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como
la valencia.
Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por
descubrir.
El gran mérito de Mendeléyev fue dejar espacios en blanco para elementos que todavía
no se habían descubierto el galio (Ga), el germanio (Ge), el escandio (Sc) y el tecnecio
(Tc). Además predijo muchas de las propiedades de estos elementos por descubrir.
También corrigió los valores de algunas masas atómicas y cambio el orden de algunos
elementos para que concuerden sus propiedades periódicas.
La tabla de Mendeleiev presentaba tres problemas:
1-No tuvo en cuenta la existencia de los gases nobles y se negaba a aceptar su
existencia.
2-No sitúa los lantánidos y actínidos.
16
3-Cambio el orden de tres grupos de elementos; Ar/K Co/Ni Te/I. Si se situaban en
orden creciente de su masa atómica, no cumplían la condición de que los elementos
con propiedades similares, se encontraban en un mismo grupo. Mendeleiev cambio el
orden pero no fue capaz de explicar la causa.
2-Sistema periódico actual
En 1913, Moseley basándose en los espectros de rayos X de diferentes elementos,
observó que había una relación directa entre las líneas espectrales y la carga de los
núcleos. De esta manera había descubierto el número atómico.
Posteriormente se comprobó que las propiedades de los elementos químicos no
dependían de su masa atómica sino del número atómico.
De esta forma la ley periódica podía ser reformulada: Cuando los elementos se
organizan en orden creciente de sus números atómicos algunas propiedades se
repiten periódicamente.
La tabla periódica actual se conoce como tabla periódica larga o de Werner y Panetch.
Se ordenan los elementos en orden creciente de sus números atómicos de tal forma
que elementos con propiedades físicas y químicas
2.1-Períodos
Las 7 filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. En ella, los 118
elementos que han sido descubiertos, se ordenan por su masa atómica y sus
propiedades varían de forma periódica.
a)
b)
c)
d)
e)
1º periodo sólo encontramos el H y He.
2º y 3º periodo contiene 8 elementos
4º y 5º periodo cuentan con 18 elementos cada uno.
El 6º periodo contiene 32 elementos ya que incluye a los lantánidos.
El 7º periodo contiene 29 elementos ya que incluye a los actinidos pero no incluye
a los elementos 113, 115 y 117 que todavía no han sido descubiertos.
2.2-Columnas o grupos:
La tabla periódica está constituida por 18 columnas o grupos. Estos grupos engloban
elementos con propiedades muy similares.
La IUPAC aconseja numerarlos del 1 al 18 aunque hay nombres de grupos que se
deben conocer:
Grupo
1
2
16
17
18
Nombre
Alcalinos
Alcalinotérreos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
El hidrogeno aunque aparece en la columna 1, no es un alcalino. No se parece a los
elementos de ningún grupo.
17
La mayoría de los elementos son metales. La mayoría de los metales son buenos
conductores del calor y de la electricidad, son dúctiles y maleables, tienen puntos de
fusión moderados o altos y forman iones positivos.
Los no metales presentan propiedades opuestas a los metales. No conducen ni el calor
ni la electricidad, son frágiles, muchos son gases a temperatura ambiente y forman
iones negativos.
Metales y no metales se separan a menudo por una diagonal escalonada y muchos
elementos a ambos lados de la diagonal, reciben el nombre de semimetales Estos
compuestos presentan propiedades tanto de metales como de no metales.
Los grupos del 3 al 12 están formados por los metales de transición.
A los lantánidos y actínidos se les conoce como metales de transición interna.
Antiguamente como tierras raras.
Los gases nobles se consideran como un grupo especial por su comportamiento
químico especifico. (Dificultad para combinarse)
2.3-La configuración electrónica de los elementos a lo largo de la tabla periódica
Conociendo la posición de un elemento en la tabla periódica, podemos conocer su
configuración electrónica y viceversa.
Los siete periodos se corresponden con los siete niveles electrónicos de los átomos.
La configuración electrónica de los alcalinos termina en s1 y los alcalinotérreos en s2
En los metales de transición (del 3 al 12) el último electrón ocupará orbitales d.
Loe elementos de los grupos 13 a 18, su último electrón ocupará orbitales p.
Los metales de transición interna, el último electrón ocupará orbitales f.
3-Apantallamiento y carga nuclear efectiva
Las propiedades periódicas de los elementos dependerán de estos dos conceptos.
Apantallamiento: se produce por la repulsión entre los electrones del átomo.
El núcleo del átomo ejerce una fuerza de atracción hacia los electrones, siendo mayor
para los internos que para los externos ya que los internos apantallaran la fuerza del
núcleo hacia los electrones externos.
3.1-apantallamiento
El apantallamiento más importante será el sufrido por el último electrón. Habrá dos
tipos de apantallamiento dependiendo si lo ejercen los electrones internos y el que
ejerce el que se encuentra en el mismo nivel energético que el ultimo en entrar.
 Electrones internos producen un apantallamiento máximo a = 1
 Los electrones de nivel de valencia, ejercen un apantallamiento menor a < 1
18
Ejemplo Be 1s2 2s2 Apantallamiento a =entre dos y 3.
3.2-Carga nuclear efectiva
Por el efecto de apantallamiento, el electrón del último nivel recibirá en menor
intensidad la fuerza atractiva total de la carga de los protones que hay en el núcleo. A
esta nueva carga se la llama carga nuclear efectiva:
Z* = Z – a siendo Z = Número atómico del elemento y a = apantallamiento
3.3-Variacion de la carga nuclear efectiva a lo largo de la tabla periódica
Periodo: La carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha porque aumenta
en mayor medida el número atómico que el apantallamiento ya que se añaden
electrones de valencia que apantallan menos de 1.
Grupo: Dentro de un grupo, la carga nuclear efectiva no varía ya que el número
atómico y el apantallamiento aumentan en la misma medida.
4-Propiedades periódicas
Las propiedades periódicas que vamos a estudiar será radio atómico, radio iónico,
energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.
4.1-Radio atómico
El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del
entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con
los átomos vecinos. Estimar el tamaño de los átomos es un poco
complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica
que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales.
Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no
combinados químicamente y los datos así obtenidos son los
tamaños relativos de los átomos.
Se define radio atómico de un elemento, como la mitad de la distancia internuclear
mínima. (2r) que representa la molécula diatónica de ese elemento en estudio, en
estado sólido.
Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A( 10-10 m), nanómetros (nm,
10-9 m) picometro (pm, 10-12 m).
Periodo: A lo largo del periodo, el último electrón se incorpora al mismo nivel de
energía, por lo que la carga nuclear efectiva aumenta a lo largo del periodo, ejerciendo
una mayor atracción sobre los electrones de valencia por lo que disminuye el radio
(Aumenta de derecha a izquierda)
Grupo: La carga nuclear efectiva no varía pero si el número de niveles de llenado, por
lo que el radio atómico irá aumentando a lo largo del grupo (De arriba hacia abajo).
El volumen atómico variara de una forma similar ya que es directamente proporcional al
cubo del radio atómico (V = πR3).
19
Excepciones:
a) Dentro del periodo, los radios de los metales de transición apenas varían ya que los
electrones entran en orbitales d internos y la carga efectiva apenas varía.
b) EN los lantánidos, la disminución del radio es más acentuada debido a que los
electrones que se introducen entran en orbitales 4f que apenas producen
apantallamiento. Este fenómeno determina las propiedades de estos elementos. A
este efecto se le denomina contracción lantánida.
4.2-Radio iónico
El radio iónico es muy importante para el estudio de los compuestos iónico.
En el caso de los cationes, al perder electrones, habrá menor apantallamiento por lo
que habrá mayor carga nuclear efectiva que en el átomo neutro. Por ello, el catión
tendrá un menor radio que el átomo neutro.
En cambio para los aniones al introducir electrones que producirán mayor
apantallamiento sin cambiar el número atómico, la carga nuclear efectiva será menor
con lo que el radio del anión será mayor que el del átomo neutro.
4.3-Enegria de ionización
Definimos E.I. como la mínima energía necesaria para que un átomo neutro, en estado
gaseoso y en su estado fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y de lugar a
un ion monopositivo, también en estado gaseoso y fundamental.
Periodo: Aumenta de izquierda a derecha. Aumenta la carga nuclear efectiva, por lo
que tendrá menor radio y el último electrón estará más atraído por lo que serán
necesarias energías mayores para desprenderlo.
Columna: Disminuye de arriba hacia abajo. La carga nuclear efectiva se mantiene y el
radio aumenta hacia abajo con lo que la atracción disminuye y la energía de ionización
será menor.
Para conseguir iones con más de una carga vamos arrancando sucesivos electrones.
EI3 > EI2 > EI1
Excepciones:


Be/B y Mg/Al: Be y Mg tienen una configuración ns 2 que les confiere una
estabilidad adicional y para arrancarles el electrón habrá que darles una energía
extra. En cambio para el B y Al con una configuración ns 2 np1 necesitan muy
poca energía para arrancar ese último electrón.
N/O y P/S: N y P tienen una configuración ns2 np3 que les confiere una
estabilidad adicional al tener el orbital p semilleno. Por ello para arrancarles un
electrón es necesaria mucha energía. El O y S tiene una configuración ns2 np4,
20
con lo que perderá el último electrón con mucha facilidad por lo que tiene una
E.I. más baja.
4.4-Afinidad electrónica
A.E. es la energía que se produce cuando un átomo neutro, en estado gaseoso y en
estado electrónico fundamental, adquiere un electrón y se transforma en un ion
mononegativo, también en estado gaseoso y fundamental.
Generalmente este proceso es exotérmico pero en ocasiones es endotérmico.
La variación de esta propiedad en la tabla periódica no es tan regular como otras
propiedades.
Periodo: Dentro del periodo aumenta de izquierda a derecha. Se debe a que al
aumentar la carga efectiva y disminuir el radio, por lo que el núcleo ejerce una mayor
atracción hacia el electrón. Además se tiende a adquirir la configuración de gas noble.
Grupo; la AE disminuye de arriba hacia abajo. Se debe a que la atracción del núcleo
disminuye de arriba hacia abajo
4.5-Electronegatividad
La EN es una medida de la capacidad de un átomo para competir por el par de
electrones que comparte con otro átomo al que está unido por un enlace químico.
Está relacionada con la EI y la AE. Mullikan estableció su escala a través de esta
relación
EN =
Actualmente la escala más utilizada es la de Pauling donde la EN va desde los valores
más bajos, el del Cesio, (0.7) hasta el valor más alto, flúor (4.0.
Cuanto menor sea el valor de la EN, mas metálico es el elemento y cuanto mayor, mas
no metálico.
Periodo: Aumenta de izquierda a derecha
Grupo: Aumenta de abajo hacia arriba.
EJERCICIOS
1-a) Escribe la configuración electrónica de estos elementos Na, Mg, F, Cu, Fe y Zn.
Indica el número de electrones de valencia. Explica las valencias que puede presentar
e indica la configuración electrónica de los iones que podrían formar.
2-Basandote en la posición de cada elemento en la tabla periódica indica su
configuración electrónica en el nivel de valencia del Cl, Ga, Rb y Re.
21
3-Un átomo X en estado excitado, presenta la siguiente configuración electrónica 1s 2
2s2 2p2 3s1
a) Identifica el elemento X e indica en que grupo y periodo de la tabla periódica se
encuentra.
b) Indica los cuatro números cuánticos de cada electrón desapareado en su estado
fundamental.
4-Indica los dos grupos representativos del sistema periódico a que podría pertenecer
un elemento cuyo átomo neutro en estado fundamental tiene dos electrones no
apareados.
5-A qué grupo pertenece el elemento X cuya especie X2- tiene 8 electrones en el nivel
de valencia.
6-La configuración electrónica de X3- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
a) ¿Cuál es su número atómico y su símbolo químico?
b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento?
c) Razona si el elemento X posee electrones desapareados.
7-Estudia como variará la carga nuclear efectiva en los siguientes pares de elementos
Al y Si; F y Cl.
8-Ordena las siguientes especies en orden de tamaño crecientes: Ar, K +, Cl-, S2- y Ca2+
9-Ordena los siguientes átomos en orden de su energía de ionización: Ag, Cd, K y Rb.
10-Indica justificando brevemente si la respuesta a las siguientes preguntas es
verdadera o falsa:
a) Los átomos neutros de dos isotopos del mismo elemento, tienen distinto número de
electrones.
b) Dos elementos que pertenecen a la misma columna de la tabla periódica presentan
propiedades químicas similares.
c) El ion 39X+ tiene el mismo número de protones que el átomo
40Ar.
d) Si recorremos la tabla periódica de izquierda a derecha, o de arriba, abajo, el
volumen atómico aumenta debido a que, en ambos casos, el número de partículas
presente en el átomo aumenta.
11-Indica por qué son falsos los siguientes enunciados:
a) Para los átomos de Ca, Mg y Sr el orden de la 1ª energía de ionización es el
siguiente: Sr > Ca > Mg
b) La segunda y tercera energía de ionización del Mg son similares.
22
12-Dado los elementos A, B y C de número atómico 6, 11 y 17 respectivamente,
indique:
a) La configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Su situación en la tabla periódica (grupo y periodo).
c) El orden decreciente de electronegatividad.
13-La energía de ionización del Berilio (Z = 4), dada en eV son de E 1 = 9.3 E2 = 18.2 E3
= 153.4
a) Define primera energía de ionización y representa el proceso mediante la ecuación
química correspondiente.
b) Justifica el valor tan alto de la tercera energía de ionización.
14-Los números atómicos de tres elementos A, B y C, son respectivamente; Z-1, Z,
Z+1. Sabiendo que el elemento B es el gas noble que se encuentra en el tercer
periodo, Argón, responde razonadamente a las siguientes cuestiones.
a) ¿En qué grupo de la tabla periódica se hallan los elementos A y C? ¿Cuál de ellos
presenta una energía de ionización mayor?
b) ¿En qué periodo se encuentran los elementos A y C?
c) ¿Cuál de ellos presenta un radio atómico mayor?
15-Indica y explica razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes
afirmaciones:
a) La electronegatividad indica la tendencia de un átomo a ceder electrones, por lo cual
podemos decir que cuanto mayor es la electronegatividad de un átomo, mayor será la
tendencia a ceder electrones.
b) Una configuración electrónica 3s2 3p4 representa a un elemento representativo del
cuarto periodo.
c) Si sabemos que el elemento Ca tiene un número atómico Z = 20, la configuración
electrónica correspondiente al ion Ca2+ 1s2 2s2 3s2 3p4.
d) Un electrón situado en un orbital 3p podría representarse por los siguientes números
cuánticos: (3, 1, 0, ½).
23
EXAMENES PAU EXTREMADURA
1.- a) Definir los siguientes conceptos: potencial de ionización, afinidad electrónica,
electronegatividad y radio iónico.
b) Teoría de bandas del enlace metálico. Explica las bandas de: un conductor, un
semiconductor y un aislante. JUNIO 93/94
2.- Los números encerrados entre paréntesis representan conjuntos de números
cuánticos; n, l, m y s. ¿Cuáles de los conjuntos corresponden a orbitales posibles?
Razona tu respuesta.
a) (2, 1, 2, +1/2) b) (2, 1, 0, -1/2) c) (2, 2, 0, +1/2) d) (3, 2, -2, -1/2) e) (1, 0, 1, -1/2)
JUNIO 93/94
3.- Explicar: a) ¿Por qué el diamante conduce la electricidad y el grafito no?
b) ¿Por qué los cristales metálicos son dúctiles y maleables y los iónicos no?
SEPTIEMBRE 93/94
4.- a) Se tienen cuatro átomos arbitrarios: D, E, F y G. Sus electronegatividades son:
D= 3.8, E=3.3, F=2.8 y G=1.3. Si los átomos de estos elementos forman los enlaces
DE, DG, EG y FG, ¿cómo ordenarías estos enlaces en orden creciente de su carácter
covalente?
b) ¿Qué es el potencial de ionización? ¿Cómo varia su valor en la tabla periódica?
SEPTIEMBRE 93/94
5.- a) Defina los siguientes términos: configuración electrónica, principio de exclusión
de Pauli, regla de Hund, principio de incertidumbre de Heissemberg.
b) Explique el significado del símbolo 4d6. JUNIO 94/95
6.- Se tienen cuatro elementos de números atómicos 9, 12, 24 y 30. Determinar:
a) Las estructuras electrónicas.
b) Las valencias con que se combinan con el hidrogeno y con el oxigeno.
c) El carácter metálico o no metálico de estos elementos
d) Ordénalos por orden creciente de sus potenciales de ionización. JUNIO 94/95
7.- a) ¿A que se llaman iones isoelectrónicos? De estos:
¿Cuáles lo son y cuáles no?
8
O 2-,
19
K +,
12
Mg 2+ y 15 P 3-,
b) Enumere las propiedades de los siguientes tipos de sólidos: 1) iónicos, 2) covalente,
3) metálico. SEPTIEMBRE 94/95
8.- a) Definir afinidad electrónica. ¿Cómo varia en el sistema periódico?
b) Indica los tipos de hibridación que existen en el metano, benceno y etino. JUNIO
95/96
24
9.- a) ¿Qué es un nivel de energía? Explicar la diferencia entre estado fundamental y
estado excitado.
b) A partir de las configuraciones electrónicas correspondientes explicar la valencia +1
del hidrogeno, +2 del magnesio y +3 del hierro. JUNIO 95/96
10.- a) Representar las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas e iones:
NH3, S22-.
b) Razona teniendo en cuenta la configuración electrónica, por que el radio atómico del
20Ca es mayor que el del 12Mg. SEPTIEMBRE 95/96
11.- a) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. b) Explique cuáles de las siguientes
configuraciones electrónicas no son posibles de acuerdo con este principio.
1) 1s2 2s2 2p4. 2) 1s2 2s2 2p6 3s3. 3) 1s2 3s1. 4) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p10. JUNIO 96/97
12.- a) De la configuración electrónica del Sc 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2, deducir el
numero atómico, el periodo en que se encuentra, la valencia iónica, numero de
protones y a qué grupo de metales pertenece. b) Explica que entiendes por índice de
coordinación en un cristal e indica cuánto vale en una de las estructuras cúbicas.
JUNIO 96/97
13.- Configuración electrónica, posición en el sistema periódico, carácter metálico y
carácter oxidante del átomo 48 X112. b) ¿Qué son los aminoácidos? Pon un ejemplo y
nómbralo. SEPTIEMBRE 96/97
14.- a) ¿Por qué el número de elementos de cada serie de transición interna es 14? ¿A
que es debido que sus propiedades químicas sean prácticamente iguales?
b) Explicar brevemente la polaridad del enlace covalente y poner un ejemplo de
molécula donde tenga lugar esta. SEPTIEMBRE 96/97
15.- a) ¿Qué se quiere decir cuando se expresa que un átomo esta excitado? ¿Este
átomo gana o pierde energía? b) Explica en qué consiste el efecto Zeeman, ¿Qué
número es necesario introducir para explicar este efecto? JUNIO 97/98
16.- Justifique razonadamente. a) Si es mayor la primera o la segunda energía de
ionización del Mg.
b) Si es mayor la primera o la segunda afinidad electrónica del oxigeno. SEPTIEMBRE
97/98
17.- Dados cuatro elementos de números atómicos; 9, 12, 15 y 24, determinar. a) Sus
configuraciones electrónicas. b) Explicar la valencia de los elementos de Z=9 y Z=12
tendrán frente al hidrogeno. c) Explicar la valencia que el elemento Z=15 tendrá frente
al oxigeno. d) Razonar la valencia +6 que el elemento Z=24 tiene frente al oxigeno.
SEPTIEMBRE 97/98
18.- Analogías y diferencias entre el modelo atómico de Rutherford y Bohr. JUNIO
98/99
19.- a) Explicar la hibridación sp2 del carbono e ilústrela con un ejemplo. Nº atómico del
C=6. b) Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
25
1º) 1s2 2s2 2p5.
2º) 1s2 2s2 2p6.
3º) 1s2 2s2 2p6 3s1.
4º) 1s2 2s2 2p6 3s2
Ordénalas de manera que aumente gradualmente el valor del primer potencial de
ionización e indicar cuál es el elemento más electronegativo. SEPTIEMBRE 98/99
20.- ¿Qué entiendes por principio de Aufbau o de construcción? Enunciar los tres
principios en que se basa y explícalos brevemente. SEPTIEMBRE 98/99
21.- A partir de las teorías que explican el enlace metálico, explica las siguientes
propiedades de los metales.
a) Conductividad eléctrica.
b) Ductilidad y maleabilidad. JUNIO 99/00
22.- ¿Qué se entiende por afinidad electrónica de un elemento? ¿Cómo evoluciona en
el sistema periódico? JUNIO 99/00
23.- Explique brevemente: a) El concepto de orbital atómico.
b) El significado del
espectro atómico de emisión de un elemento químico. SEPTIEMBRE 99/00
24.- a) ¿Qué es la energía reticular de un compuesto iónico? b) ¿de qué factores
depende? c) ¿Por qué el cloruro de sodio es soluble en agua?
d) ¿Conduce la
electricidad el cloruro de sodio? ¿Y disuelto en agua? Razone la respuesta.
SEPTIEMBRE 99/00
25.- Enuncie la ley de Hess y explique su aplicabilidad práctica. SEPTIEMBRE 99/00
26.- Explique el concepto de hibridación y aplíquelo al caso del carbono en el CH4 y el
C2 H4. Números atómicos: C=6, H=1. JUNIO 00/01
27.- a) Enuncie los postulados en que se basa el modelo atómico de Bohr.
b) ¿Qué se entiende por electrones de valencia y electrones internos? ¿Cómo afectan
unos y otros al comportamiento de un átomo? JUNIO 00/01
28.- A dos elementos químicos les corresponden los números atómicos 17 y 55.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Justifique su carácter metálico o no
metálico. c) Razona cual es el más electronegativo. d) Razone cuál de ellos tiene
mayor volumen atómico. SEPTIEMBRE 00/01
29.- Explique que son los números cuánticos, que valores pueden tomar, y que
significan estos valores respecto al estado de un electrón en la corteza atómica.
SEPTIEMBRE 00/01
30.- Discuta si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. a) Todos los
compuestos covalentes tienen bajos puntos de fusión y ebullición. b) Todas las
moléculas que contienen hidrogeno pueden unirse a través de puentes de hidrogeno
intermoleculares. JUNIO 02/03
31.- a) Escriba las estructuras de Lewis de las sustancias: BeF 2; N2; CCl4 y C2H2.
Números
atómicos:
Be=4;
F=9;
C=6;
Cl=17
y
H=1.
b) Razone si la reacción entre un metal y un no metal puede dar lugar a un compuesto
con enlace fuertemente covalente. SEPTIEMBRE 02/03
26
32.- a) ¿Cuantos orbitales p existen en un nivel de numero cuántico principal n=2?
Razone la respuesta.b) Escriba la configuración electrónica del azufre (Z=16),
indicando en que principios se basa la construcción de dicha configuración.
SEPTIEMBRE 02/03
33.- Para las siguientes especies: F2; NaCl; CsF; H2S; AsH3; SiH4, explique
razonadamente: a) Cuales tendrán enlaces covalentes puros. b) Cuales tendrán
enlaces covalentes polares. c) Cuales tendrán enlaces iónicos. d) Cual será el enlace
con
mayor
carácter
iónico.
Datos: Electronegatividades de Pauling: F=4; Na=0,9; Cl=3; Cs=0,7; H=2,1; S=2,5;
As=2; Si=1,8. JUNIO 03-04
34.- Sea un elemento con Z=20. Explique de manera razonada:
a) Su configuración electrónica, su nombre y el tipo de elemento que es. b) Su situación
en el sistema periódico, y cite otro elemento de su mismo grupo. c) Las valencias más
probables que puede presentar. d) Cuales son los números cuánticos de su electrón
diferenciador. JUNIO 03-04
35.- Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48. a) Escriba la configuración
electrónica del estado fundamental de estos elementos. b) Explique si el elemento de
número cuántico 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo grupo que los elementos
anteriores. SEPTIEMBRE 03-04
36.- a) Definir radio atómico y radio iónico. b) De las dos secuencias siguientes,
razonar cual se corresponde con la ordenación correcta según sus radios iónicos:
I) Be2+< Li+< F -< N3+
II) Li+< Be2+< N3+< F – SEPTIEMBRE 03-04
37.- Dadas las siguiente: CS2 (lineal), HCN (lineal),NH3 (piramidal) y H2O (angular).
a)
Escriba
sus
estructuras
de
Lewis.
b)
Justifica
su
polaridad.
Números atómicos: S=16; N=7; C=6; O=8 y H=1. JUNIO 04/05
38.- Considérese las siguientes configuraciones electrónicas en estado fundamental:
1º) 1s2 2s2 2p7 2º) 1s22s3 3º) 1s2 2s2 2p5 4º) 1s2 2s2 2p6 3s1
a) Razone cuales cumplen el principio de exclusión de Pauli. b) Deduzca el estado de
oxidación más probable de los elementos cuya configuración electrónica sea correcta.
JUNIO 04/05
39.- a) Escribir la configuración electrónica de: Ca, Cd, Fe y Ag.
b) Razona cual será el estado de oxidación más estable de los elementos anteriores.
Números atômicos: Cd=48; Fe=26; Ca=20; Ag=47. SEPTIEMBRE 04/05
40.- Razona las siguientes proposiciones:
a) El cloruro de sodio funde a 800ºC mientras que el Cl2 es gaseoso a temperatura
ambiente.
b) El diamante no conduce la electricidad mientras que el Ni si.
SEPTIEMBRE 04/05
27
41.- a) De los elementos cuyos números atómicos son 19, 34, 12, 48 y 22, indicar
cuales se encuentran en el mismo periodo y cuales en el mismo periodo que el
elemento (Z=30).
b) El CCl4 es un liquido de bajo punto de ebullición ¿será un compuesto iónico o
molecular? Razona la respuesta. JUNIO 06/07
42.- a) Justificar el hecho de que en el tercer periodo de la Tabla Periódica haya ocho
elementos y en el quinto periodo dieciocho.
b) Explica qué diferencias hay entre entalpía de reacción y entalpía de formación.
JUNIO 06/07
43.- a) Definir energía de ionización y afinidad electrónica.
b) Las especies H, He+y Li2+, poseen un solo electrón. Razona cuál de ellas poseerá:
1) La Mayor energía de ionización. 2) El mayor radio.
Números atómicos: H=1; He=2; Li=3. SEPTIEMBRE 06/07
44.- a) Enumerar cuatro propiedades características de los compuestos iónicos.
b) Mediante un diagrama de Lewis, representar las moléculas HC-Cl3 y Cl-HC=CH-Cl.
Números atómicos: C=6; Cl=17 y H=1. SEPTIEMBRE 06/07
45.- Considérese las moléculas: OF2, BI3, CCl4, y C2H2.
a) Escribe las estructuras de Lewis.
b) Indique sus geometrias.
Números atômicos: H=1, B=5, C=6, O=8, F=9, Cl=17, I=53. JUNIO 07/08
46.-Escribir las estructuras de Lewis, predecir la geometría y razonar la polaridad de la
molécula Ch3cl.
Electronegatividades: C=2,5; H=2,1; Cl=3,0
b) Considérese las configuraciones electrónicas en el estado fundamental:
1ª) 1s2 2s2 2p7
2ª) 1s2 2s3
3ª) 1s2 2s2 2p5
4ª) 1s2 2s2 2p6 3s1
Razone cuales de ellas cumple el principio de exclusión de Pauli y deduzca el estado
de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta.
SEPTIEMBRE 07/08
47.- a) Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e
iones siguientes: N3-, Mg2+,Cl-, K+ y Fe.
28
b) ¿Cuáles de ellos son isoelectronicos?, ¿existe en algún caso electrones
desapareados? JUNIO 07/08
48.-a) Explica la hibridación del carbono en el eteno o acetileno ((C2H4). Números
atómicos: H=1, C=6
b) Definir los conceptos de energía de ionización, afinidad electrónica, radio iónico y
valencia iónica. SEPTIEMBRE 08/09
49.- Explique el concepto de electronegatividad y coloque la serie de compuestos:
Bromuro de Magnesio, Bromuro de Aluminio, Bromuro de Silicio y Tribromuro de
Fósforo por orden decreciente de del carácter iónico de sus enlaces entre el bromo y el
otro elemento. Razone la respuesta.
Electronegatividades: Br=2,8; Si= 1,8; Mg=1,2; Al=1,5; P=2,1. SEPTIEMBRE 08/09
50.-a) Indicar los números cuánticos que definen el orbital que ocupa el electrón
diferenciador del 23V y escribir la configuración electrónica del ion V3+.
b) Características que presentan los sólidos metálicos. JUNIO 09/10 (General)
52.- a) Deduzca la geometría de las moléculas BF3 y NH3. Comente las diferencias, si
las hay, justificando sus afirmaciones.
b) Cuatro elementos se designan arbitrariamente A, B, C Y D. Sus electronegatividades
se muestran en la siguiente tabla:
ELEMENTO
A
ELECTRONEGATIVIDAD 3
B
2,8
C
2,5
D
2,1
Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD:
1) Clasifíquelas en orden creciente de su carácter covalente. Justifique la respuesta.
2) ¿Cuál será la más polar? Justifique la respuesta. JUNIO 09/10
53.- Los átomos neutro X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones.
X=1s22s2p1
Y=1s22s2p5
Z=1s22s2p63s2
a) Indique el grupo y periodo en el que se encuentran.
b) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad.
c) ¿Cuál es el de mayor energía de iotización? SEPTIEMBRE 09/10
54.- Los elementos A, B, C y D tienen números atómicos 12, 14, 17 y 37,
respectivamente.
a) Escriba la configuración electrónica de. A2+, B, C – y D.
b) ¿Es el elemento A el mas electronegativo? Razone la respuesta. SEPTIEMBRE
09/10
29
55.- Sean los elementos A, B, C, D, cuyos números atómicos son 2, 11, 9, 12 y 13,
respectivamente. Justifica cuál es elemento que: a) Es mas electronegativo, b) Es un
gas noble c) Es un metal alcalino, d) Presenta valencia 3, e) Puede formar un nitrato
cuya fórmula es X(NO3)2 JUNIO 2011
56.-Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones:
Ca2+, (Z = 20), Br- (Z = 35), Ar (Z = 18) y S2- (Z = 16). ¿Cuáles de ellos son
isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados? JUNIO
2011
57.-a) Define los conceptos de fuerzas intermoleculares.
b) Explica razonadamente que tipo de enlace químico debe romperse o qué tipo de
fuerza intermolecular hay que vencer para fundir las siguientes especies.1-Cloruro
sódicos 2-Dioxido de carbono 3-agua 4-aluminio. SEPTIEMBRE 2011
58.-Escribe la configuración electrónica de los átomos e iones siguientes: N 9-, Mg2+, Fe,
Si. ¿Por qué la molécula BI3 es apolar si el enlace B-I es polar? Sept 2011
59- Considera las siguientes moléculas: H 2O, HF, H2, CH4 y NH3.. Contesta
justificadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál o cuáles son apolares? b) Cuál presenta enlaces polares. c) cuál presenta
enlaces menos polares. d) cuál o cuáles pueden presentar enlaces de hidrógeno. Junio
2012
60- De las siguientes configuraciones electrónicas en su estado fundamental:
1) 1s2 2s2 2p7 2) 1s2 2s3 3) 1s2 2s2 2p5
4) 1s2 2s2 2p6 3s1
a) Indique razonando la respuesta, cuales cumplen el principio exclusión de Pauli. B)
deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea
correcta. Junio 2012
61-Diferencia entre orbita de Bohr y orbital atómico. Sept 2012
62-a) El modelo atómico de Bohr viola el principio de incertidumbre de Heisemberg.
¿De qué manera?
b) Define afinidad electrónica y justifica porque los metales alcalinos, tienen mayor
30