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El átomo En la antigua Grecia dos concepciones compitieron por dar una interpretación racional a cómo estaba formada la materia. Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pe- queñas partículas indivisibles...

El átomo En la antigua Grecia dos concepciones compitieron por dar una interpretación racional a cómo estaba formada la materia. Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pe- queñas partículas indivisibles, llamadas átomos. Entre los átomos habría vacío. Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según la cual toda la materia estaría formada por la combinación Demócrito de cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego. Aristóteles (460-370 a.C) (384-322 a.C) La teoría de los cuatro elementos fue la aceptada durante muchos siglos. Siguiendo la teoría aristotélica los alquimistas (que están considerados como los primeros químicos) intentaban obtener la Piedra Filosofal que les permitiría transmutar los me- tales en oro, curar cualquier enfermedad y evitar, incluso, la vejez y la muerte. Su incesante trabajo en el laboratorio dio como fruto la invención o perfeccionamiento de muchos procedimientos aún hoy usados en los laboratorios (entre ellos la destila- ción), la síntesis de numerosos compuestos (como el ácido clorhídrico, sulfúrico o nítrico), el descubrimiento de técnicas metalúrgicas, la producción de tintes, pinturas o cosméticos… etc. En 1808 John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y con- sidera que los átomos (partículas indivisibles) eran los constituyentes últimos de la materia que se combinaban para formar los compuestos. John Dalton (1766-1844) En 1897 los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad por los gases dieron como resultado el descubri- miento de una nueva partícula con carga negativa: el electrón. Los rayos catódicos, estaban formados por electrones que saltan de los átomos del gas que llena el tubo cuando es so- metido a descargas eléctricas. Los átomos, por tanto, no eran indivisibles. J.J Thomson propone entonces el primer modelo de átomo: Los electrones (pequeñas partículas con carga nega- tiva) se encontraban incrustados en una nube de carga positiva. La carga positiva de la nube com- J. J. Thomson pensaba exactamente la negativa de los electrones (1856-1940) siendo el átomo eléctricamente neutro. Primer modelo de átomo compuesto (Thomson, 1897) Los electrones, diminutas partículas con carga eléctrica negativa, están incrustadas en una nube de carga positiva de forma similar a las pasas en un pastel. Nube con carga eléctrica positiva. La carga positiva de la nube compensa la negativa de los electrones. 1 4º ESO. El átomo E. Rutherford realiza en 1911 un experimento ¿Qué es una partícula  ? crucial con el que se trataba de comprobar la vali- (ver iones) dez del modelo atómico de Thomson. Un esquema del montaje experimental usado se Las llamadas “partículas  ” muestra más abajo: son unas partículas muy pequeñas, con carga eléc- Las partículas alfa (  ) procedentes de un mate- trica positiva y con una ma- rial radiactivo, se aceleran y se hacen incidir sobre sa 7000 veces superior a la una lámina de oro muy delgada. Tras atravesar la del electrón. lámina las partículas  chocan contra una panta- lla recubierta interiormente de sulfuro de zinc, produciéndose un chispazo. De esta forma era posible observar si las partículas sufrían alguna desviación al atravesar la lámina. E. Rutherford Lámina de oro (1871-1937) Cuando las partícu- Partícula  las  chocan contra La mayor parte de las partículas rebotada atravesaban la lámina de oro sin el recubrimiento inte- sufrir ninguna desviación. rior se produce un Muy pocas (una de cada 10 000 chispazo aproximadamente) se desviaba un ángulo mayor de 100 (trazo a Partícula  desviada rayas) En rarísimas ocasiones las par- tículas  rebotaban (líneas de puntos) Fuente de partículas  Recubrimiento interior de sulfuro de cinc. La interpretación dada por Rutherford fue la siguiente: Si el modelo atómico propuesto por + Thomson fuera cierto no deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas incidentes. Éstas atravesarían limpiamente los átomos sin desviarse. Modelo planetario de átomo propuesto por Rutherford en 1911 Para que las partículas  se desvíen deben encontrar en su trayectoria una zona (núcleo) en la que se con- centre carga de signo positivo y cuya + masa sea comparable o mayor a la de las partículas   Si la partícula  golpea contra La zona en la que se concentra la el núcleo, sale masa y la carga positiva debería de + + rebotada hacia ser muy pequeña comparada con la atrás. totalidad del átomo. + + Los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo La partícula  (que tiene carga positiva) es repelida por el núcleo si pasa cerca de él. 2  4º ESO. El átomo La crisis del modelo de Rutherford El modelo de átomo planetario propuesto por Rutherford mostró pronto algunos inconvenientes teóricos que lo hacían inviable: Contradecía la teoría electromag- Maxwell, apoyándose en traba- nética de Maxwell. Según esta teo- jos anteriores de Oersted, Fara- ría una carga eléctrica acelerada de- day y Ampere, que relacionaban bería de emitir ondas electromagné- electricidad y magnetismo, dio ticas. forma matemática a la teoría Un electrón al girar en círculos alre- electromagnética durante la dedor del núcleo debería emitir, por década de 1860. tanto, ondas electromagnéticas. Di- Dicha teoría predecía la existen- cha emisión provocaría una pérdida cia de ondas electromagnéticas. de energía que haría que el electrón describiera órbitas de radio decre- Hertz confirmó en 1888 la pre- ciente hasta caer sobre el núcleo. El dicción de Maxwell al generar y modelo atómico de Rutherford era recibir ondas electromagnéticas inviable desde el punto de vista de en el laboratorio. la física clásica. J.C. Maxwell (1831 -1879) No daba una explicación satisfacto- ria a los espectros atómicos. Si en- cerramos en un tubo hidrógeno o he- lio y sometemos el gas a voltajes ele- vados, el gas emite luz. Si hacemos pasar esa luz a través de un prisma, los colores que la constituyen se se- paran dándonos el espectro de la luz analizada (ver figura). Pronto se concluyó que la emisión de luz podría deberse a que los electro- nes absorbían energía de la corriente eléctrica y saltaban a órbitas superio- res para, a continuación, caer a las órbitas más próximas al núcleo emi- tiendo el exceso de energía en forma de energía luminosa. Esta interpretación conducía, sin embargo, a afirmar que los espectros deberían de ser continuos, ya que al existir órbitas de cualquier radio (y energía) todos los saltos son posibles. La experiencia, por el contrario, mostraba que los espectros de los átomos son discontinuos. Constan de rayas de diversos colores sobre un fondo negro (ver imagen). Espectro continuo. Se observan todos los colores que el ojo puede percibir. Espectros de emisión de H (arriba) y del He (abajo). No son continuos. Constan de rayas de diversos colores separadas por amplias zonas 3 negras en las que no se observa luz.  4º ESO. El átomo El inicio de la Física Cuántica. Modelo atómico de Bohr (1913) Con el fin de resolver los problemas acumulados sobre el modelo de átomo planetario, y para explicar el espectro del átomo de hidrógeno, Niels Bohr propone en 1913 un nuevo modelo atómico sustentado en tres postulados: 1. Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, éste no emite energía. Las órbitas son consideradas como estados estacionarios de energía. A cada una de ellas le corresponde una energía, tanto mayor, cuanto más alejada se encuentre del núcleo. 2. No todas las órbitas son posibles. Sólo pueden existir aquellas órbitas que tengan ciertos valores de energía, dados por el número cuántico principal, n. Solamente son posibles las órbitas para las cuales el núme- ro cuántico principal (n) toma valores enteros: n = 1, 2, 3, 4…. Las órbitas que se correspondan con valores no enteros del número cuántico princi- pal, no existen. 3. La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior, de energía E2, a otra inferior, de energía E1, se emite en forma de peque- ños paquetes o “cuantos” de luz (hoy los llamaríamos fotones). La Niels Bohr (1885-1962) frecuencia (f) del cuanto emitido viene dada por la expresión: E2 − E1 = h f h (constante de Planck) = 6,62. 10 – 34 J.s Los cálculos basados en los postulados de Bohr daban exce- lentes resultados a la hora de interpretar el espectro del átomo de hidrógeno, pero hay que tener en cuenta que con- tradecían algunas de las leyes más asentadas de la Física: El primer postulado iba en contra de la teoría elec- tromagnética de Maxwell, ya que según esta teoría cualquier carga eléctrica acelerada debería de emitir energía en forma de radiación electromagnética. El segundo postulado era aún más sorprendente. En la física clásica era inaceptable suponer que el elec- trón no pudiera orbitar a determinadas distancias del núcleo, o que no pudiera tener determinados valores de energía. La afirmación era equivalente a suponer que un objeto que describe circunferencias atado a una cuer- da, solo puede describir órbitas cuyo radio tenga determi- nado valor. Modelo atómico de Bohr El tercer postulado afirmaba que la luz se emitía en (1913) forma de pequeños paquetes o cuantos, lo cual a pe- Fuente: Wikimedia Commons sar de que ya había sido propuesto por Planck en 1900, no dejaba de sorprender en una época en la que la idea de que la luz era una onda estaba firmemente arraigada. El átomo de Bohr era, simplemente, un síntoma de que la física clásica, que tanto éxito había tenido en la explicación del mundo macroscópico, no servía para describir el mundo de lo muy pequeño, el domi- nio de los átomos. Posteriormente, en la década de 1920, una nueva generación de físicos (Schrödinger, Heisenberg, Dirac…) elaborarán una nueva física, la Física Cuántica, destinada a la descripción de los átomos, que supuso una rup- tura con la física existente hasta entonces. 4 4º ESO. El átomo EL ÁTOMO. CONCEPTOS FUNDAMENTALES Núcleo del átomo  Dimensiones muy reducidas comparadas con el tamaño del átomo  En el núcleo radica la masa del átomo  Partículas: protones y neutrones (nucleones). El número total de nucleones viene dado por el número másico, A.  Los nucleones están unidos muy fuertemente por la llamada “fuerza nuclear fuerte”  El número de protones del núcleo es lo que distingue a un elemento de otro.  El número atómico, Z, nos da el número de protones del átomo y el número de la casilla que éste ocupa en la tabla periódica. - Corteza del átomo  Los electrones orbitan en torno al núcleo.  Los electrones (carga -) son atraídos por el núcleo (carga +).  El número de electrones coincide con el de proto- + + nes, por eso los átomos, en conjunto, no tienen carga eléctrica. -  Los átomos de elementos distintos se diferencian en que tiene distinto núme- ro de protones en el núcleo (distinto Z).  Los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales, aunque todos poseen el mismo número de protones en el núcleo (igual Z), pueden tener distinto número de neutrones (distinto A).  El número de neutrones de un átomo se calcula así: n = A - Z  Los átomos de un mismo elemento (igual Z) que difieren en el número de neutrones (distinto A), se denominan isótopos.  Todos los isótopos tienen las mismas propiedades químicas, solamente se diferencian en que unos son un poco más pesados que otros. Muchos isóto- pos pueden desintegrarse espontáneamente emitiendo energía. Son los lla- mados isótopos radioactivos. CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS ATÓMICAS Protón: m p = 1, 67. 10 – 27 kg = 1,007 u ; q p = + 1, 60. 10 – 19 C Neutrón: m n = 1, 68. 10 – 27 kg = 1,009 u ; q n = 0 Electrón: m e = 9,11. 10 – 31 kg = 0,0005 u ; q e = – 1, 60. 10 – 19 C Observa que m p  2. 000 m e mp  m n q p = q e (aunque con signo contrario) NOMENCLATURA DE LOS ISÓTOPOS Ejemplos: 4 nº másico A He : Helio- 4 nº atómico (se puede suprimir) Z x Símbolo del átomo 14 235 C : Carbono- 14 U : Uranio- 235 5 4º ESO. El átomo El átomo. Formación de iones Si a un electrón se le comunica suficiente energía, puede “saltar” del átomo venciendo la fuerza de atracción que lo une al núcleo. Esto es tanto más fácil cuanto más alejado se encuentre del núcleo. Al quitar un electrón el átomo quedará con carga (+), ya que habrá un electrón menos (una carga negati- va menos) y los mismos protones (cargas positivas) en el núcleo. El átomo ya no sería eléctricamente neutro, tiene carga. Se convierte en un ion. A los iones positivos se les denomina cationes. - - + + + + + + - - - Ion positivo 3 protones y 2 electrones Átomo neutro nº de protones (3) = nº de electrones (3) El proceso de obtener iones con carga (+), o cationes, Nomenclatura de iones no puede hacerse añadiendo protones en el núcleo. Símbolo n+ Si hiciéramos esto alteraríamos el número atómico del átomo elemento (Z) y se produciría la transmutación del elemen- X Carga to en otro con número atómico superior. del ion Ejemplos: Iones positivos (cationes) En determinadas condiciones un átomo puede captar un electrón. Sucede entonces que, al haber un electrón Li +, Al3+, Fe2+ de más, el átomo queda cargado negativamente. Ob- Iones positivos (aniones) tenemos un ion negativo o anión. O2-, Cl –, N3- Si al isótopo más abundante del hidrógeno se le arranca su único electrón lo que queda es un - protón: + + H – e → H+ De aquí que una de las formas de referirnos al H+ protón sea como H+ Protón H Si al átomo de He se le arrancan sus - dos electrones obtenemos un núcleo de He con carga 2+. Es lo que se lla- + + ma una “partícula alfa (  )” + + He – 2 e → He2+ He2+ (partícula  ) - He 6  4º ESO. El átomo El átomo. Estructura de la corteza  Los electrones del átomo se distribuyen en órbitas o capas alrededor del núcleo. En cada capa existen subcapas o subniveles que se notan por las letras s, p, d y f  Las distintas órbitas se identifican por un número entero, n, llamado número cuántico principal. Así para la primera capa (la más próxima al núcleo, n = 1; para la segunda n = 2; para la tercera n = 3...  El número de capas u órbitas que posee un elemento viene dado por el número del periodo en que está situado en la tabla periódica. La última capa es muy importante desde el punto de vista químico, ya que su estructura va a estar íntima- mente relacionada con las propiedades químicas del elemento. Recibe el nombre de capa de valencia.  Para distribuir los electrones en las capas se deben tener en cuenta unas reglas obtenidas empíricamente: 1. Los electrones se distribuyen en las capas ocupando los distintos subniveles que en ellas existen. CAPA SUBNIVELES 1 s 2 s, p 3 s, p, d 4 s, p, d, f 5 s, p, d, f 6 s, p, d, f 7 s, p, d, f 2. Cada subnivel puede alojar un número máximo de electrones: SUBNIVELES Nº Max s 2 p 6 d 10 f 14 3. Los subniveles se van llenando por orden de energía, y hasta que un nivel no está lleno no se pa- sa a llenar el siguiente. El orden de llenado de los niveles se obtiene a partir del diagrama de Möeller: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d Orden de energía creciente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,7s, 5f, 6d... Se puede observar que a partir de la tercera capa estados con un valor de n superior (por ejemplo el 4s) tienen menos energía que otros con un valor de n inferior (por ejemplo el 3d). 7  4º ESO. El átomo El átomo. Configuración electrónica Para obtener la configuración electrónica de un átomo: 1. Considerar el número de electrones que se deben distribuir. Recordar que el número de electro- nes en un átomo neutro viene dado por el número atómico Z. 2. Los electrones se van distribuyendo entre los estados de energía posibles llenando primero los de menor energía. Cuando un nivel se complete, pasar al siguiente (recordar el número máximo de electrones para cada subnivel y para establecer el orden de llenado usar el diagrama de Möeller). 3. La configuración final debe darse ordenada por capas. Li Z=3 1s2 2s1 N Z=7 1s2 2s2 2p3 Mg Z = 12 1s2 2s2 2p6 3s2 Si Z = 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 S Z = 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Ar Z = 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Ti Z = 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 Ga Z = 31 1s2 2s22p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 Br Z = 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5; Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 orden de llenado estructura ordenada por capas capa 1: 2 electrones capa 2: 8 electrones capa 3: 18 electrones capa 4 (capa de valencia): 7 electrones El átomo. Masa de los átomos Los átomos son extraordinariamente pequeños y su masa, en consecuencia, pequeñísima, tanto que si usamos como unidad para medirla las unidades de masa a las que estamos acostumbrados (kg) ,obtendríamos valores muy pequeños, difícilmente manejables. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1,66. 10 – 27 kg y el de carbono 2,00.10 – 26 kg. Por esta razón para medir la masa de los átomos se adopta una nueva unidad: la unidad de masa atómica (uma.). La uma (se abrevia con u) se define de la siguiente manera: Considera que coges un átomo del isótopo más abundante de C, el 12 C, lo divides en doce partes iguales y tomas una de ellas. La masa de esta parte sería la unidad de masa atómica. Considerando esta nueva unidad el 12 C tiene una masa de 12 u. 8  4º ESO. El átomo A la hora de calcular la masa de un elemento hay que tener en cuenta que no todos los átomos son iguales, ya que pueden existir varios isótopos. La masa se obtiene como masa ponderada de todos sus isótopos. Por eso las masas que puedes leer en las tablas no son enteras. 1/12 parte del átomo de 12 C. Su masa en kg es 1, 66. 10 – 27 kg 1 unidad de masa atómica Teniendo en cuenta lo anterior podríamos preguntarnos: ¿Cuántos átomos de 12 C sería necesario reunir para tener una masa “manejable” en el laboratorio, por ejem- plo, 12,0 g (valor de la masa atómica expresada en gramos)? 1u 1átomo de 12 C 0,012 kg 12 C −27  = 6,02.1023 átomos de 12 C 1,66.10 kg 12 u Otros ejemplos Átomos que hay en una cantidad igual a su masa Elemento masa en u. m.a masa en kg atómica expresada en gramos H 1,00 1, 66. 10 – 27 1,00 g de H contiene 6.02.10 23 átomos N 14,00 2, 32. 10 – 26 14,00 g de N contienen 6.02.10 23 átomos O 16,00 2, 66. 10 – 26 16,00 g de O contienen 6.02.10 23 átomos Cl 35,45 5,89. 10 – 26 35,45 g de Cl contienen 6.02.10 23 átomos Fe 55,85 9,26. 10 – 26 55,85 g deFe contienen 6.02.10 23 átomos Pb 207,19 3,44. 10 – 25 207,19 g de Pb contienen 6.02.10 23 átomos EJERCICIOS ESTRUCTURA ATÓMICA 1. Indica el nombre de la partícula que corresponda en cada caso: a) Su masa es igual a 9,110·10 -31 kg. b) Tiene una carga positiva igual a 1,602·10 -19 C( culombios) c) Su masa es algo mayor que la de un protón. d) No tiene carga eléctrica. e) Tiene una carga negativa igual a -1,602·10 -19 C(culombios) f) Su masa es mucho mayor que la de un electrón y algo menor que la de un neutrón. 2. Busca y corrige el error en las siguientes afirmaciones: a) El electrón es una partícula de masa muy pequeña que tiene carga eléctrica positiva. b) Un protón es mucho mayor en masa que un neutrón, y aproximadamente igual que un electrón. c) El neutrón tiene la misma carga que el electrón, pero de signo contrario. d) Los electrones y los protones se repelen porque tienen cargas de signo contrario. 3. Cuando Thomson planteó su modelo, ¿se conocía el protón? ¿Qué es un protón? ¿En qué se parece y en qué se diferencia del electrón? 3. En comparación con la totalidad del átomo, ¿qué tamaño tiene el núcleo? 9 4º ESO. El átomo 4. ¿Por qué supuso Rutherford la existencia del neutrón? ¿Qué carga tiene el neutrón? 5. Un átomo de oxígeno tiene 8 protones y 9 neutrones. a) ¿Cuántas partículas tiene en el núcleo? b) ¿Cuántos electrones tiene en la corteza? c) Dibuja este átomo según el modelo de Rutherford 6. Calcula el número de protones, el de protones más neutrones, el de neutrones y el de electrones de los siguientes átomos: 159 80 14 7 79 Au 35 Br 7 N 3 Li 7. Representa los átomos de los elementos siguientes: Oxígeno: Z=8, A=16 Flúor: Z=9, A=19 Calcio: Z=20, A=40 8. Un átomo tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p64s1. Hallar Z, A y el número de protones sabiendo que su núcleo tiene 20 neutrones. 9. Un átomo neutro tiene 24 partículas en su núcleo. Determine el número de neutrones, protones y electrones sabiendo que Z = 11. 10. Define número atómico, número másico e isótopos. 11. ¿Qué es un ion? ¿Qué es un catión? ¿Qué es un anión? 12. Corrige las afirmaciones falsas: a) Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones. b) Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico. c) Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de electrones. d) El número atómico y el número másico son siempre números enteros. 13. Completa la siguiente tabla: Nombre Símbolo Z A Nº protones Nº de elec- Nº de neu- carga trones trones Catión 27 aluminio ……cobre 29 63 28 13 13 14 14. Completa la tabla: Símbolo Z A Protones Electrones neutrones 12 24 30 70 50 52 151 88 15. ¿Cuáles de las siguientes especies son isótopos entre si? a) Átomo con 16 proto- nes y 17 neutrones, b) átomo con Z = 17 y A= 33 c) C: átomo con 15 neutrones y A = 33, d) átomo con z=16 y 31 de número másico. 10 4º ESO. El átomo 16. ¿Qué es una configuración electrónica? ¿Qué es la capa de valencia? 17. Identificar la capa de valencia, escribir la notación de Lewis y deducir el ion más estable para los siguientes átomos: A (Z = 3), B (Z = 12), C (Z = 17), D (Z = 34), E (Z = 37), F (Z = 11), G (Z = 18). 18. Identificar la capa de valencia, escribir a notación de Lewis y deducir el ion más estable para los siguientes átomos: A (Z = 13), B (Z = 16), C (Z = 35), D (Z = 38), E (Z = 36), F (Z = 15). 19. Si la configuración electrónica de un ion A2+ es 1s22s22p63s23p6 : a) El número atómico de A es 18. b) El número atómico de A es 20 c) El nº de protones de A es 22. 20. ¿Cómo adquiere un átomo su máxima estabilidad? 21. Escribe la configuración electrónica para un átomo con A = 80 y 42 neutrones. 22. Un átomo neutro tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p64s1. Hallar Z, A y el número de protones sabiendo que su núcleo tiene 20 neutrones. 23. Un átomo neutro tiene 24 partículas en su núcleo. Determine el número de neutrones, protones y electrones sabiendo que Z = 11. 24. Identificar la capa de valencia, escribir la notación de Lewis y deducir el ion más estable para los siguientes átomos: A (Z = 3), B (Z = 12), C (Z = 17), D (Z = 32), E (Z = 34), F (Z = 37), G (Z = 54),. 25. Escribir las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos: A (Z = 11), B (Z = 19) C (Z = 27), D (Z = 38), E (Z = 59), F (Z = 80), G (Z = 84), Clasifícalos en representativos, metales de transición, etc. 26. Identificar la capa de valencia, escribir a notación de Lewis y deducir el ión más estable para los siguientes átomos: A (Z = 12), B (Z = 17), C (Z = 34), D (Z = 37), E (Z = 54) 27. Clasificar (identificar período y grupo) para los siguientes elementos: a) 1s2 2s2 2p3. b) 1s2 2s2 2p2. c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. d) 1s2 2s2 2p4. 11