Estructura Atómica PDF

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w w w.m cg ra w -h ill. es 2 ESTRUCTURA ATÓMICA es La materia y los átomos En esta unidad estudiaremos los primeros modelos de La estructura atómica estructura atómica que nos permitirán comprender los colores de estas llamas y su relación con la espectrosco- Radiación electromagnética: parámetros característicos pía, una técnica analítica que nos permite conocer desde ill. Interacción de la luz con la materia: espectros atómicos las características de los alimentos a la composición Distribuciones electrónicas de las estrellas. El enlace químico Asimismo, justificaremos que el descenso energético que -h proporciona estabilidad a los sistemas atómicos se debe La imagen muestra el resultado de exponer a una llama a la formación de enlaces entre los mismos dando lugar muestras, de izquierda a derecha, de cobre, litio, estron- a sustancias compuestas. cio, sodio, cobre nuevamente y potasio. w ra cg.m w w w UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 29 1. La materia y los átomos Desde la Antigüedad, se consideró que la materia era continua e indivisible hasta que en el Más datos siglo XVIII diversos experimentos confirmaron que era posible separarla en partículas más pe- queñas que llamamos átomos. El concepto de átomo surgió en Grecia entre un conjunto de filó- En esta unidad estudiaremos que incluso los átomos se pueden dividir en partículas más pe- sofos llamados atomistas, entre queñas aún, y comentaremos modelos sencillos que intentan explicar la estructura interna de los que destacan Demócrito y dichos átomos. En la actualidad, la estructura interna de los átomos se describe mediante la Leucipo. Aristóteles fue con- mecánica cuántica y el denominado módelo estándar, un modelo muy complejo que todavía trario a ellos, defendiendo que está siendo investigado en centros de física de partículas de todo el mundo como el LHC de la materia era continua. Platón, es Ginebra. aunque proponía la existencia de formas elementales, no creía que Asimismo, analizaremos cómo diversos experimentos realizados con radiación electromagnéti- estas fueran indivisibles en otras ca nos proporcionan información acerca de la estructura energética que los electrones tienen más pequeñas del mismo tipo. dentro de los átomos. ill. También será muy importante comprender que la colocación de los electrones en los átomos determina sus propiedades físico-químicas, y conocer que es posible ordenar los elementos químicos en función de dichas propiedades. -h Justificaremos que el descenso energético que proporciona estabilidad a los sistemas atómicos se debe a que entre ellos se originan enlaces para formar sustancias compuestas. Estudiaremos las peculiaridades de las formas que tienen los átomos de unirse entre sí y las propiedades de las sustancias que producen estas uniones. w Por último, indicaremos que uno de los tipos de enlace permite generar fuerzas de atracción entre las moléculas, lo cual altera sus propiedades. ra A. Los átomos de Dalton cg En 1808, en su libro Nuevo sistema de filosofía química, John Dalton (1766-1844) sentó las I m p o r t a n te bases de la teoría atómica. En esta obra postulaba que la materia está compuesta por unidades elementales, a las que denominó átomos. Su hipótesis se basó en los siguientes postulados: En la actualidad, el átomo se define como: «La menor partícula consti-.m Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales independien- tutiva del elemento que conserva tes, inalterables e indivisibles. las propiedades de este y no puede Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades. dividirse por métodos químicos» o también como: «La partícula más Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades. pequeña de un elemento que puede w participar en una combinación quí- Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los correspondientes elementos mica». según una relación de números enteros sencilla. w En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistri- buyen para formar nuevos compuestos. Una vez que Dalton enunció su teoría atómica, esta fue recibida con escasa oposición por la mayo- w ría de los científicos de la época, a pesar de ser revolucionaria, pues consideraba a la natura- leza como discontinua, algo sumamente novedoso para su tiempo. Estas ideas de Dalton suponen el primer modelo teórico para explicar la química moderna. El principal argumento a favor de la validez de la teoría atómica de Dalton era que permitía inter- pretar de forma lógica todas las leyes ponderales, que veremos en la unidad siguiente. Posteriormente, el químico sueco Jakob Berzelius (1779-1848) determinó las masas atómicas de algunos elementos, con lo que la inclusión del átomo como unidad básica en la estructura de la materia fue un hecho aceptado por la sociedad científica.  30 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 2. La estructura atómica Estudiamos diferentes modelos atómicos, así como las principales características de la estructura atómica. 2.1. Los modelos atómicos Una vez descubierta la existencia de partículas negativas y positivas como partículas compo- nentes de los átomos, era preciso explicar cómo se estructuraban para formarlos. Los científi- cos proponían diversos modelos que intentaban explicar la constitución de los átomos. Vamos a describir a continuación los dos modelos primigenios más importantes. es A. El modelo de Thomson En 1898, Joseph J. Thomson (1856-1940) propuso su modelo atómico, que suponía básica- Electrón Materia mente la existencia de una esfera de electricidad positiva (pues todavía no se habían des- ill. cargada positivamente cubierto los protones como partículas individuales), que incluía encajados tantos electrones como fueran necesarios para neutralizarla (Fig. 2.1). Fig. 2.1. Modelo atómico de Thomson. Este modelo es coherente con los experimentos en tubos de descarga realizados en la época, -h ya que encaja bien con la existencia de iones positivos formados al desprenderse los electro- nes por choques entre los átomos que constituyen el gas, y también con la electroneutralidad observada en la materia. En Internet B. El modelo de Rutherford w El científico británico Ernest Rutherford, en 1911, a fin de obtener información acerca de la estructura de los átomos, propuso un experimento consistente en bombardear con partículas a ra En la web www.de-ciencias.net una lámina de oro de unos 5 000 Å de grosor, que tiene una anchura de unos dos mil átomos, (puedes buscar en Google: «simula- observando los choques de las partículas que la atravesaban sobre una pantalla situada detrás ción» «experimento de Rutherford»), de ella (Fig. 2.2). encontrarás una simulación y una ex- cg plicación de este experimento, gra- Rutherford esperaba que las «pesadas» partículas a (núcleos de helio, es decir, iones de He2+), cias al que Rutherford descubrió que con gran energía cinética, atravesarían la lámina con facilidad, ya que sus átomos tendrían la la materia tiene una gran cantidad carga positiva uniformemente distribuida, según el modelo postulado por Thomson. Observó de espacio vacío. que eso era lo que sucedía para la mayor parte de dichas partículas, pero, para su sorpresa, algunas se desviaban claramente e incluso otras rebotaban en la lámina (Fig. 2.3)..m Pantalla fluorescente Partículas no desviadas Partículas alfa que atraviesan Lámina Átomos en lámina de oro según de oro el modelo de Rutherford w w w Haz de partículas α Núcleo positivo Fuente de partículas α Electrones Partículas desviadas Partículas alfa rebotadas Fig. 2.2. Experimento de Rutherford. Fig. 2.3. Desviación de las partículas a al atravesar la lámina de oro. UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 31 A tenor de los resultados, elaboró un modelo basado en las siguientes conclusiones: Más datos La materia está prácticamente «hueca», pues la mayor parte de las partículas a la El pan de oro se empleaba en el re- atraviesan sin desviarse. vestimiento de imágenes para otor- garles su aspecto dorado. Las partículas a rebotan debido a las repulsiones electrostáticas que sufren al pasar En la actualidad todavía lo emplean cerca de las cargas positivas. Ya que esto ocurre muy raramente, es preciso que dichas muchos artistas. cargas ocupen un espacio muy pequeño en el interior del átomo, al cual denomina núcleo. Este constituye la parte positiva del átomo y contiene casi toda su masa. El posterior descubrimiento de los protones confirmó la existencia del núcleo y que los protones se agrupan en él. es Deben existir partículas neutras en el núcleo para evitar la inestabilidad por repulsión entre los protones. Los electrones deben moverse alrededor del núcleo, a fin de que su giro compense la fuerza electrostática de atracción entre cargas de signos contrarios, y así no pre- ill. cipitarse sobre él. Claves y consejos Este fue el primer modelo que explicó la estructura del átomo, de ahí su importancia. Aun así, -h Recuerda que un ion positivo tenía dos limitaciones principales: (catión) es aquel que ha perdi- En él se suponía que los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo, sometidos a la do tantos electrones como indica atracción eléctrica de este. Según la teoría electromagnética, eso implica que constante- su carga, pues esta representa la carga neta del átomo obtenida w mente dichos electrones deben emitir energía en forma de ondas electromagnéticas que obtendrían de su energía cinética. Tras un tiempo, esta terminaría por agotarse, cayendo los electrones sobre el núcleo, lo que se comprueba que no ocurre. al hacer el balance entre las car- gas positivas de los protones y las negativas de los electrones. ra Este modelo no es capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción o emisión de Y que un ion negativo (anión) es aquel que ha ganado tantos elec- los espectros atómicos, que explicaremos más adelante. Para Rutherford, la energía de los trones como indica la carga iónica, electrones podía tomar cualquier valor en el átomo. pues esta representa el exceso de cg carga negativa sobre las positivas de los protones existentes. 2.2. El núcleo y la corteza de los átomos.m El núcleo que suponía Rutherford era inestable, puesto que en él se repelerían los protones y el núcleo se desintegraría de forma instantánea. Si el modelo es correcto, debemos suponer que existe algún tipo de partícula que se interponga entre ellos apantallando sus fuerzas repulsivas y estabilizando el sistema nuclear. w Por otra parte, la masa de dichos núcleos no se correspondía con la carga existente en ellos. Por ejemplo, el helio tenía una masa equivalente a la de cuatro protones, pero su carga solo era la de dos de ellos. Era preciso que existiese otro tipo de partícula de masa similar a la del protón, w pero sin carga. Más datos Fue James Chadwick (1891-1974) quien en 1932 probó a bombardear átomos de berilio con partículas a y observó que se desprendía cierta radiación. Al estudiarla, comprobó que estaba Masa del electrón: w 9,109534 · 10–31 kg formada por partículas neutras de masa ligeramente superior a la del protón. Había descubierto Carga del electrón: los neutrones. –1,602176 · 10–19 C Así se completó la estructura atómica. El átomo consta de un núcleo positivo, en donde se Masa del protón: 1,672621 · 10–27 kg hallan los protones y neutrones —en conjunto llamados nucleones—, y una zona cortical (o Carga del protón: simplemente corteza), por donde giran los electrones en torno al núcleo. +1,602176 · 10–19 C En la actualidad se sabe que los neutrones estabilizan los núcleos no solo apantallando a los Masa del neutrón: 1,674927 · 10–27 kg. protones, sino que además intercambian con ellos unas partículas denominadas piones, lo que Carga del neutrón: 0 C. les confiere gran estabilidad.  32 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Existen dos conceptos que caracterizan los núcleos atómicos: Órdenes de magnitud El número atómico (Z) indica el número de protones que hay en el núcleo de un áto- El núcleo tiene un tamaño apro- mo. Coincide con el número de electrones si el átomo es neutro. ximado de 10−14 m y los electrones El número másico (A) indica el número de protones y neutrones del núcleo atómico. se mueven a su alrededor a una Coincide (en u) con la práctica totalidad de la masa que tiene un átomo dado. No tiene distancia media de 10−10 m. Es unidades. decir, ocupan una esfera alrededor de 1012 veces mayor que la nuclear. En comparación, sería como si el núcleo tuviese el tamaño de un Has de tener presente que: es hueso de aceituna situado dentro de una catedral, por la que se Los símbolos químicos pueden estar rodeados de cuatro números: a la izquierda, en la par- moverían los electrones. Por esto, te superior, el número másico (A), y en la parte inferior, el número atómico (Z); a la Rutherford afirmaba que el átomo derecha, en la parte superior, la carga iónica si ha perdido o ganado electrones (Q), y en está prácticamente hueco. la parte inferior, el número de átomos presentes de ese elemento (n). ill. Además, la velocidad de giro del electrón en el modelo de Rutherford Número másico (A) (Q) Carga iónica resulta ser de unos 2 200 km/s, lo Número atómico (Z) (n) Átomos presentes que le permite dar más de 6,5 · 1015 -h vueltas al átomo cada segundo. Ejemplo 1 iones: a) Mg (Z = 12, A = 24). w Indica el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos o b) As (Z = 33, A = 75). ra c) S2− (Z = 16, A = 32). d) Ag+ (Z = 47, A = 108). Solución cg a) El magnesio (Mg) tendrá 12 protones por ser Z = 12, y como su carga total es nula, tendrá otros 12 electrones, mientras que sus neutrones serán A – Z = 24 − 12 = 12. b) El arsénico (As) tendrá 33 protones y 33 electrones por ser un átomo neutro, con Z = 33, y 42 neutrones, puesto que n = (A − protones) = 75 − 33 = 42..m c) El ion sulfuro (S2−) tendrá 16 protones por ser Z = 16, y como su carga total es −2, ha ga- nado dos electrones, tendrá 18, y como su masa es 32, sus neutrones serán 32 − 16 = 16. d) El ion plata (Ag+) tendrá 47 protones por ser Z = 47, mientras que su carga indica que ha w perdido un electrón, así que tendrá 46, mientras que sus neutrones serán 108 − 47 = 61. w Ac t iv i d a d e s 1> Indica la composición del núcleo y la corteza de los siguien- 3> Un ion del elemento aluminio (Z = 13, A = 27) contiene w tes átomos: diez electrones. Indica la carga del ion y cuántos neutrones a) K (Z = 19, A = 39) b) P (Z = 15, A = 31) contiene. S: a) 19 p, 20 n, 19 e. b) 15 p, 16 n, 15 e. S: Carga iónica +3; 14 n. 2> Sabiendo que el ion de carga +3 de un átomo contiene 26 4> Un ion de un átomo con número de oxidación −1 contiene protones y 30 neutrones, indica sus números másico y ató- 17 protones y 18 neutrones. Indica sus números atómico y mico, así como la cantidad de electrones que presenta. másico, así como la cantidad de electrones que contiene. S: Z = 26; A = 56; 23 e. S: Z = 17; A = 35; 18 e. UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 33 2.3. Variaciones en la masa de los átomos: isótopos En 1912, Thomson, experimentando con iones de gas neón, observó que las masas de esos iones I m p o r t a n te eran, en algunos casos, diferentes entre sí. Un discípulo suyo, F. W. Aston, en 1920, utilizando el espectrógrafo de masas (aparato que analiza los átomos imprimiendo marcas distintas según La masa atómica de un elemento sus diferentes masas), llegó a verificar que existían átomos de neón de masa 20 y otros de no coincide con su número másico. masa 22, confirmándose así que aunque todos tenían diez protones, unos tenían diez neutro- nes y otros, 12. Esto ocurre igualmente en muchos de los elementos, que en realidad están formados por mezclas de átomos de números másicos distintos. es Se denomina isótopos a los átomos del mismo elemento que presentan diferente con- Más datos tenido en neutrones, y por ello distinto número másico. Los isótopos del elemento hidró- geno tienen nombres propios; son el hidrógeno o el protio (que no En los 92 elementos que se encuentran en la naturaleza, se observan 280 isótopos, que se ill. posee neutrones), el deuterio (con denominan por ello isótopos naturales. un neutrón) y el tritio (con dos neutrones). Los isótopos artificiales se preparan en el laboratorio, ya sea aumentando el número de neu- trones de los átomos estables al bombardear sus núcleos con partículas radiactivas o bien en la -h obtención de nuevos elementos. Se han observado más de 2 000 hasta ahora. 2.4. Escala de masas atómicas w El aparato empleado habitualmente para obtener las masas de los diferentes átomos es el ra espectrómetro de masas con escala, antiguamente llamado espectrógrafo. Las etapas del proceso de espectrometría de masas son las siguientes: Ionización. Se introduce una muestra del elemento en estado gaseoso en la cámara de ioniza- cg ción, donde se ioniza positivamente al chocar con un haz de electrones de alta energía. Aceleración. Mediante un campo eléctrico, los iones recién obtenidos se aceleran a altas velocidades..m Desviación. Se desvía la corriente de iones mediante un campo magnético dando lugar a corrientes iónicas cuya trayectoria es una circunferencia. El radio de esta circunferencia es proporcional a la masa del ión. Detección. El detector mide la intensidad de las distintas corrientes y el radio de la circunfe- w rencia trazada por cada una de ellas. La interpretación de la información proporcionada por el Abundancia = 57,8 % espectrómetro de masas permite obtener espectros como el de la Figura 2.4. Las posiciones de las líneas del espectro son función de sus masas, por lo que, considerando una determinada w Abundancia = 28,2 % 100 Masa = 208 u unidad que se toma como referencia, es posible obtener la masa de cualquier partícula estu- diada. La proporción relativa de los isótopos de los elementos se deduce de las intensidades Abundancia = 12 % Abundancia % Abundancia = 2 % 75 Masa = 207 u de las líneas. w Masa = 209 u Masa = 204 u 50 Haciendo una media ponderada entre las masas isotópicas y su abundancia, se obtienen los valores de las masas atómicas, que, aunque como se observa que son cercanos a los correspon- 25 dientes números másicos, son distintos de ellos. Se ha establecido que la unidad patrón de calibración para estas experiencias sea la doceava 204 205 206 207 208 209 220 Masas experimentales (u) parte de la masa del átomo de carbono de número másico 12, que como referencia es de 12,0000 unidades de masa atómica (uma o simplemente u). Por ejemplo, si decimos que un Fig. 2.4. Espectro de masas de átomo de calcio tiene una masa atómica de 40,08 u queremos decir que tiene la misma masa los isótopos de plomo. En el espectro que 40,08 veces la masa de 1/12 parte de un átomo de carbono-12. se indica su proporción isotópica.  34 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Más datos Para calcular el valor en gramos de la unidad de masa atómica se procede así: La masa, con mayor precisión, co- Masa de 1 átomo = 12 g de carbono · 1 mol de carbono = 1,993 · 10–23 g rrespondiente a la unidad de masa de carbono 1 mol 6,022 · 1023 átomos atómica es: 1 u = 1,660 538 921 · 10−27 kg. Como la unidad de masa atómica es la doceava parte de la masa del átomo de carbono, ten- dremos: 1,993 · 10–23 g 1u= = 1,661 · 10–24 g 12 es I m p o r t a n te La abundancia relativa de los isótopos obliga a determinar las masas atómicas de los elemen- Un mol es la cantidad de sustancia tos teniendo en cuenta su proporción en la naturaleza. Es lo que se denomina masa isotópica que contiene tantas entidades ele- o simplemente masa atómica del elemento. ill. mentales (átomos, moléculas, etc.) como átomos hay en 12 gramos de La forma de calcularla es mediante la media ponderada de las masas de los isótopos teniendo carbono-12. en cuenta para cada elemento su correspondiente abundancia: Esta cantidad es llamada núme- ro de Avogadro y corresponde a -h 6,02 · 1023. [A1 (%)1 + A2 (%)2 + A3 (%)3 + …] Masa atómica (elemento) = 100 w Siendo A1, A2, A3… las masas de los correspondientes isótopos de ese elemento. Ejemplo 2 ra I m p o r t a n te La masa atómica del oxígeno es de 15,999 uma. Si existen tres isótopos de este ele- Las masas atómicas de los ele- mento en la naturaleza, el de masa 16 uma con abundancia del 99,769 %, el de masa mentos tal y como aparecen en 17 uma con una abundancia del 0,036 % y un tercero con abundancia de 0,198 %, cg las tablas se obtienen teniendo en indica la masa de este tercer isótopo. cuenta la masa atómica exacta de Solución cada isótopo y su abundancia en la naturaleza, y por ello no son igua- En este caso basta con aplicar la fórmula matemática para calcular la masa atómica de la les al número másico del elemento..m mezcla isotópica. En nuestro caso sería: [A (%)1 + A2 (%)2 + A3 (%)3] Masa atómica (O) = 1 100 16 · 99,769 + 17 · 0,036 + A · 0,198 15,999 = Al despejar, queda A = 15 uma. w 100 w Ac t iv i d a d e s 5> La Figura 2.4 representa el espectro de masas de los isóto- 7> Indica razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las pos del plomo. A partir de esos datos calcula la masa ató- afirmaciones: w mica de ese elemento. a) Dos iones de carga +1 de los isótopos 23 y 24 del sodio S: 207,8 u. (Z = 11) tienen el mismo comportamiento químico. 6> El átomo de potasio tiene una masa de 39,10. Calcula cuán- b) El ion de carga −2 del isótopo 16 del oxígeno (Z = 8) tos átomos de potasio hay en una muestra que contiene presenta la misma reactividad que el ion de carga −1 del 5,00 g de este elemento. isótopo 18 del oxígeno. S: 7,7 · 1022 átomos. c) Los isótopos 16 y 18 del oxígeno se diferencian en el número de electrones que poseen. UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 35 3. Radiación electromagnética: parámetros característicos Para estudiar la estructura interna de los átomos, habitualmente se emplean técnicas experi- Física y Química cotidianas mentales en las que ondas electromagnéticas interaccionan con ellos. De la respuesta obtenida se pueden sacar conclusiones acerca de las características intrínsecas de dichos átomos. Las ondas están presentes en nues- tra vida diaria: el sonido es una Una onda propaga energía sin desplazamiento de materia. Las ondas mecánicas, que incluyen onda mecánica que se propaga en las sonoras, necesitan un medio para desplazarse. Las ondas electromagnéticas se desplazan cualquier medio, un terremoto es incluso en el vacío y transportan energía mediante un proceso diferente a los procesos de una onda mecánica de tipo elásti- es conducción y convección, que se denomina de tipo radiante (Fig. 2.5). co, un tsunami es otro ejemplo de onda mecánica. En 1865, J. C. Maxwell (1831-1879) argumentó matemáticamente que las ondas electromag- Las ondas electromagnéticas nos néticas están formadas por campos eléctricos y magnéticos variables acoplados entre sí, y dan luz, calor (IR), nos bron- que su velocidad de propagación en el vacío es de 300 000 km/s, es decir, la misma que la cean (UV), se emplean en medici- ill. de la luz. na (rayos X), en usos domésticos (microondas) o incluso se oyen En 1887, H. Hertz (1857-1894) confirmó la validez de las ecuaciones de Maxwell al generar en el (ondas de radio), por poner unos laboratorio ondas electromagnéticas que se mueven a la velocidad de la luz. Cuando en 1894 G. ejemplos. Marconi (1874-1937) las utilizó en la telegrafía sin hilos, se les dio el nombre de ondas de radio. -h Actualmente también se las conoce como ondas hertzianas. El italiano A. Righi (1850-1920) demostró que estas ondas estaban sujetas a fenómenos de reflexión, refracción e interferencia, del mismo modo que ocurre con la luz. Este hecho llevó w a los científicos al convencimiento de que las ondas de radio y las luminosas no eran de na- turaleza distinta, sino que ambas formaban parte del tipo de radiación, que hoy se denomina genéricamente electromagnética. ra Z Componente del La radiación electromagnética está formada por ondas que se mueven a la velocidad campo eléctrico de la luz (c). Esta se relaciona con la longitud de su onda (l) y su frecuencia (n) me- cg Y diante la ecuación: c=ln X.m Componente del campo Las ondas se caracterizan por una serie de parámetros: magnético Longitud de onda (l) es la distancia entre dos máximos o dos mínimos sucesivos de Fig. 2.5. Onda electromagnética. una onda. Su unidad habitual es el metro, aunque también puede expresarse en cen- tímetros, nanómetros (1 nm = 10 −9 m) y angstroms (1 Å = 10 −10 m). w Frecuencia (n) es el número de oscilaciones que pasan por cada punto en la uni- dad de tiempo. Habitualmente su unidad es s−1, que también se denomina hertzio (Hz). Una oscilación es una vibración que da lugar a una onda de longitud l. w Periodo (T) es el tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de onda, es decir, el tiempo necesario para producirse una oscilación. Se expresa en unidades de tiempo, w habitualmente segundos. Su relación con la frecuencia es: 1 T= n Más datos El espectro electromagnético es el conjunto de las radiaciones electromagnéticas. No La velocidad de propagación de solo está formado por las ondas que percibimos sensorialmente (luminosas), sino por una onda electromagnética en el otras ondas llamadas microondas, de radio, infrarrojas, ultravioletas, rayos X y rayos vacío (c) es la misma para todas las gamma (g) (Tabla 2.1). longitudes de onda.  36 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Zona espectral l (m) n (Hz) Rayos g < 10 −11 > 3 · 1019 Rayos X 10 −11 a 10 −9 3 · 1019 a 3 · 1017 Ultravioleta 10 −9 a 4 · 10 −7 3 · 1017 a 7 · 1014 Visible 4 · 10 −7 a 7 · 10 −7 7 · 1014 a 4 · 1014 Infrarrojo 7 · 10 −7 a 10 −4 4 · 1014 a 3 · 1012 Microondas 10 a 0,1 −4 3 · 1012 a 3 · 109 Radio > 0,1 < 3 · 109 es Tabla 2.1. Longitudes de onda y frecuencias de las regiones espectrales electromagnéticas. Cada conjunto de ondas abarca, según el tipo de escala elegido, un rango determinado de I m p o r t a n te longitudes de onda o frecuencias. ill. El electrón-voltio es una unidad Cuando se ilumina la materia con radiación electromagnética, los átomos que la componen de energía equivalente a la adqui- pueden absorber, y posteriormente emitir, ciertas longitudes de onda —o frecuencias— en rida por un electrón acelerado en relación con su estructura interna. una diferencia de potencial de 1 V. -h 1 eV = 1,602·10–19 J Max Planck (1858-1947) en 1900 y Albert Einstein (1879-1955) en 1905 sugirieron que la energía de la radiación electromagnética que los átomos absorben o emiten está formada por pequeños paquetes energéticos denominados cuantos o fotones. Su hipótesis suponía que la energía de cada uno de los cuantos venía dada por la ecuación: w E=hn ra Donde n es la frecuencia de la radiación absorbida o emitida y h una constante característica (lla- mada constante de Planck), cuyo pequeñísimo valor es 6,63 · 10−34 J s. cg Ejemplo 3 Ac t iv i d a d e s El espectro visible corresponde a radiaciones de longitud de onda comprendida entre 8> Si se trabaja con luz láser de 450 y 700 nm. Con estos datos:.m 500 nm, ¿cuál es la energía a) Calcula la energía correspondiente a la radiación visible de mayor frecuencia. y la frecuencia de cada fotón emitido? b) Razona si es o no posible conseguir la ionización del átomo de litio con dicha ra- diación. S: n = 6 · 1014 s–1; E = 3,98 · 10–19 J. Datos: carga del electrón, e = 1,60 · 10–19 C; velocidad de la luz, c = 3,00 · 108 m s–1; w constante de Planck, h = 6,63 · 10 –34 J s; primera energía de ionización del litio 9> Un elemento emite una ener- = 5,40 eV. gía de 15 eV tras excitarlo w convenientemente. ¿Cuál es Solución la frecuencia y la zona del es- a) Dado que la longitud de onda y la frecuencia son magnitudes inversamente proporciona- pectro a que corresponde di- les, hay que calcular la energía de la radiación de longitud de onda 450 nm; es decir: w cha radiación? hc 6,63 · 10–34 J s · 3,00 · 108 m s–1 S: n = 3,6 · 1015 s–1 y es luz E = hn = = = 4,42 · 10–19 J ultravioleta. l 450 · 10–9 m b) Para separar el último electrón de cualquier átomo es preciso aportarle una energía tal 10> Calcula la frecuencia y la lon- que sea capaz de vencer la fuerza con la que el núcleo lo atrae, es lo que se llama «ener- gitud de onda de un fotón de gía de ionización». Así, que para ionizar al átomo de Li se necesitan: luz azul de 4,40 · 10–19 J. 5,40 eV · 1,60 · 10–19 J / 1 eV = 8,64 · 10−19 J S: n = 6,6 · 1014 s–1; l = 4,5 · 10–7 m. Así, no es posible hacerlo con una radiación de 4,42 · 10–19 J. UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 37 4. Interacción de la luz con la materia: espectros atómicos Cuando la luz solar pasa a través del prisma de un espectroscopio se descompone, y aparece lo que llamamos espectro. Cada color del espectro corresponde a una frecuencia determina- da. Así, la luz solar presenta un espectro con todos los colores, que denominamos espectro continuo, pues los límites de dichos colores no son nítidos y forman un todo ininterrumpido. Si estimulamos sustancias en estado gaseoso mediante calentamiento o descargas eléctricas, podemos conseguir que sean capaces de emitir radiación electromagnética. Al descomponerla es y recogerla en un diagrama obtenemos su espectro de emisión. Los sólidos y líquidos (meta- les fundidos) incandescentes emiten espectros continuos, mientras que los espectros emitidos por los gases son discontinuos (solo presentan unas rayas definidas) (Fig. 2.7). Si lo que hacemos es pasar radiación electromagnética a través de una muestra gaseosa, esta ill. absorbe parte de la luz. La luz no absorbida por la muestra es descompuesta por un monocro- mador, por ejemplo, un prisma, y al analizarla se obtiene su espectro de absorción (Fig. 2.6 y Fig. 2.8). -h Prisma B A C Muestra a w ra quemar cg Fig. 2.6. Esquema de un espectroscopio..m Cada átomo solo emite o absorbe radiación de determinadas frecuencias, que en los diagramas aparecen como una serie de líneas cuyo valor puede ser medido mediante una escala super- puesta en ellos a tal efecto (Figs. 2.7 y 2.8). Se trata en este caso de espectros discontinuos. w Aumento Aumento de longitud de longitud de onda de onda Aumento de longitud de onda Aumento de longitud de onda w Espectro de emisión Espectro de absorción Espectro de emisión Fuente w Espectro de absorción Muestra luminosa Película o Muestra Película excitada excitada Película o o Fuente detector detector detector luminosa Película o En Internet Muestra detector que absorbe Busca en Google «la luz y sus pro- la luz Muestra piedades», «espectros» y entra en que absorbe Prisma la página de www.educaplus.org. Prisma la luz Prisma Aquí puedes visualizar espectros Prisma atómicos de diferentes elementos. Fig. 2.7. Espectroscopia de emisión. Fig. 2.8. Espectroscopia de absorción.  38 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Todo elemento químico excitado de la forma indicada emite siempre las mismas rayas, cuyas frecuencias son características de él y que, por tanto, sirven para identificarlo. Esta propiedad se manifiesta de la misma manera ya sea con el elemento puro o mezclado con otros, por lo que se trata de una técnica básica de análisis en la identificación atómica (Fig. 2.9). Líneas de absorción procedentes del Sol Litio Líneas de absorción procedentes Sodio es del supercúmulo de galaxias BAS11 v = 0,07c distancia = 1000 millones de años luz Calcio Estroncio ill. Bario Fig. 2.10. Espectros de absorción de la luz solar y del supercúmulo de galaxias BAS11. Las líneas negras se 7000 6000 5000 4000 -h deben a la absorción de estas frecuen- cias por parte de los elementos que componen las capas más externas del Fig. 2.9. Espectros atómicos de emisión. Sol, de este conjunto de galaxias y de la atmósfera terrestre. La diferente El espectro atómico que primero se interpretó fue el del átomo de hidrógeno, por ser el ele- posición de algunas de estas líneas nos permite saber la velocidad a la que se mueve el supercúmulo de galaxias. w mento más sencillo. Experimentalmente, se comprobó que la colocación de sus líneas espectra- les obedecía a la ecuación empírica propuesta por J. Rydberg (1854-1919) en 1888: 1 ( ) ra 1 1 =R 2 – 2 l n1 n2 En ella, l representa la longitud de onda de cada línea, n1 y n2 son números enteros a partir del 1 (siempre n1 < n2) y R es la llamada constante de Rydberg, que vale 1,097 · 107 m−1. cg Ejemplo 4 Calcula el valor de la constante de Rydberg sabiendo que el átomo de hidrógeno se.m ioniza cuando absorbe una energía de 13,527 eV. Solución Partimos de la relación entre la energía de una radiación y su longitud de onda: w hc E= l Despejando, queda que: w 1 13,527 eV · 1,60 · 10–19 J eV–1 = = 1,09 · 107 m–1 l 6,63 · 10–34 J s · 3,00 · 108 ms–1 w Dado que ionizar el átomo de hidrógeno supone que su electrón pasa al nivel ∞, tendremos que: 1 l 1 n1 n2 1 =R 2 – 2 ( ) Sustituyendo queda: 1,09 · 107 m–1 = R ( 1 1 – 1 ∞ ) Despejando queda: R = 1,09 · 107 m–1 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 39 Ejemplo 5 En el espectro del átomo de hidrógeno hay una línea situada a 434,5 nm. a) Calcula ∆E para la transición asociada a esa línea expresándola en kJ mol−1. b) Si el nivel inferior correspondiente a esa transición es n = 2, determina cuál será el nivel superior. Datos: constante de Planck h = 6,63 · 10−34 J s; NA = 6,02 · 1023 átomos mol−1; RH = 2,18 · 10−18 J; velocidad de la luz en el vacío = 3,00 · 108 ms−1. Solución es a) Partimos de la relación entre la energía de una radiación y su longitud de onda: c DE = h n = h l ill. Sustituyendo, queda: 3,00 · 108 ms−1 DE = 6,63 · 10 −34 J s · = 4,58 · 10 −19 J = 4,58 · 10 −22 kJ 434,5 · 10 −9 m -h Expresándolo en moles de átomos queda: 4,58 · 10−22 kJ · 6,02 · 1023 átomos mol−1 = 276 kJ mol−1 b) Dado que la constante de Rydberg se expresa en unidades de longitud inversa, y en este unidades multiplicando ese valor por las constantes h y c: hc hc 1 ( 1 w problema nos la dan expresada en unidades de energía, es preciso hacer un cambio de ) ra E= = hcR 2 – 2 l l n1 n2 Reemplazando, queda: 1 1 ( ) cg 4,58 · 10 −19 J = 2,180 · 10–18 J · 2 – 2 n2 = 5 2 n2 Ac t iv i d a d e s.m 11> Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa al menos de 4,20 eV. Determina la frecuencia de la radiación utilizada. Si se dispone de luz naranja de 600 nm, ¿se podría conseguir la ionización del rubidio con esta luz? w Datos: carga del electrón e = 1,60 · 10−19 C ; velocidad de la luz en el vacío c = 3,00 · 108 ms−1 ; constante de Planck h = 6,63 · 10−34 J s. w S: a) n = 1,01 · 1015 s–1; b) No. 12> Calcula la energía y longitud de onda de una radiación cuya absorción posibilita el salto de un electrón del átomo de hidrógeno desde el nivel n = 2 al n = 3. w S: l = 6,56 · 10–7 m; E = 3,03 · 10–19 J. 13> El espectro visible corresponde a radiaciones de longitud de onda comprendida entre 450 y 700 nm. a) Calcula la energía correspondiente a la radiación visible de mayor frecuencia. b) Razona si es o no posible conseguir la ionización del átomo de magnesio con dicha radiación (primera energía de ionización del magnesio = 7,65 eV). S: a) E = 4,42 · 10–19 J  40 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 4.1. Niveles energéticos atómicos Los espectros atómicos obtenidos experimentalmente sugerían la existencia de ciertos esta- dos energéticos de los átomos, de manera que los electrones tendrían diferentes energías que corresponderían al nivel energético en el que se encontrasen. En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) propuso un nuevo modelo atómico, que tenía en cuenta la existencia de dichos niveles energéticos, y que además solucionaba las limitacio- nes antes comentadas del modelo de Rutherford. Este modelo supone que: En Internet Los electrones de los átomos solo pueden encontrarse en ciertos estados o niveles ener- es Busca en Google «maloka el átomo géticos en los que mantienen una energía fija y determinada. de Bohr» y entra en la página de maloka.org. Encontrarás una expli- Es decir, cada electrón ocupa un determinado escalón de energía en el átomo. Bohr pensaba cación sobre los niveles de energía que estos niveles de energía estaban relacionados con el movimiento que hace el electrón al ill. en un átomo con una simulación en describir órbitas alrededor del núcleo. la que se puede ver la emisión de un fotón al cambiar un electrón de ni- Para explicar los espectros atómicos, Bohr utilizó las ideas cuánticas de Planck y Einstein. vel energético. Supuso en su modelo que los electrones pueden pasar de un nivel energético a otro —es decir, pueden cambiar de escalón energético—, mediante la absorción (ganancia de energía) -h o emisión (pérdida de energía) de un fotón, con una energía igual a la diferencia energética existente entre ambos niveles; es decir: w Efotón = Enivel de llegada − Enivel de partida = h n Los electrones en el átomo se encuentran ocupando ciertos niveles energéticos. Cuando to- ra dos ellos ocupan los niveles de menor energía posible, se dice que se hallan en el estado fundamental. Si se transmite energía al átomo, uno o varios electrones toman la energía Claves y consejos necesaria para pasar a otro nivel superior, lo que se conoce como estado excitado del átomo. cg Cuidado con los signos de la ener- Posteriormente vuelven a sus estados iniciales directamente o bien pasan por otros niveles gía de los niveles electrónicos. Los intermedios, emitiendo, en forma de fotones, la energía radiante correspondiente al tránsito niveles de menor energía son los efectuado (Fig. 2.11). más negativos. Las líneas observadas en los experimentos de espectros atómicos recogen los fotones emitidos Ojo, la diferencia de energía entre en estos tránsitos internivélicos. A cada nivel energético se le asigna un número cuántico,.m dos niveles es siempre positiva. simbolizado por la letra n; el más bajo es el n = 1, el segundo es el n = 2, y así sucesivamente. w Estado fundamental Estado excitado Emisión de energía Emisión de energía n=4 n=4 n=4 n=3 n=3 n=3 w hυ' n=2 n=2 n=2 Absorción w de energía hυ n=1 n=1 n=1 a) b) c) d) Fig. 2.11. Tránsitos internivélicos. a) Átomo con electrón en estado fundamental. b) Átomo excitado, su electrón, al absorber energía, ha pasado al nivel 3. c) Situación en la que el electrón vuelve al nivel fundamental emitiendo radiación electromagnética de E = h n. d) Situación en la que el electrón vuelve a un nivel de menor energía emitiendo radiación electromagnética de E’ = h n’. UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 41 Ejemplo 6 Un electrón de un átomo de hidrógeno salta desde el estado excitado de un nivel de energía de número cuán- tico principal n = 3 a otro de n = 1. Calcula la energía y la frecuencia de la radiación emitida, expresadas en kJ mol−1 y en Hz, respectivamente. Datos: R = 1,097 · 107 m−1; NA = 6,02 · 1023 átomos mol–1; h = 6,63 · 10–34 J s. Solución Para calcular los datos espectrales de una transición entre niveles utilizaremos la ecuación empírica de Rydberg: 1 l ( 1 n1 n2 1 ) = R 2 – 2 donde n1 siempre es menor que n2. Reemplazando queda: 1 1 1 ( ) = 1,097 · 107 m−1 2 – 2 y despejando resulta l = 1,03 · 10 −7 m. es l 1 3 Ahora calcularemos la frecuencia para obtener luego la energía: n = c/l = 3,00 · 108 ms−1 / 1,03 · 10−7 m = 2,91 · 1015 s−1 = 2,91 · 1015 Hz ill. E = h n = 6,63 · 10−34 J s · 2,91 · 1015 s−1 = 1,93 · 10−18 J = 1,93 · 10−21 kJ Esta energía está referida a un átomo, para un mol sería: E = 1,93 · 10 −21 kJ · 6,02 · 1023 átomos mol–1 = 1,16 · 103 kJ mol–1. -h Ejemplo 7 Si la energía de ionización del K gaseoso es de 418 kJ mol–1: w a) Calcula la energía mínima que ha de tener un fotón para poder ionizar un átomo de K. b) Calcula la frecuencia asociada a esta radiación e indica a qué región del espectro electromagnético pertenece. ra c) ¿Podría ionizarse este átomo con luz de otra región espectral? Razona la respuesta. En caso afirmativo, indica una zona del espectro que cumpla dicho requisito. Datos: h = 6,63 · 10 –34 J s; c = 3,00 · 108 m s–1; NA = 6,02 · 1023 átomos mol–1. cg Solución a) La energía mínima para ionizar un átomo se calcula a partir de la energía para ionizar el mol: 4,18 · 105 J mol–1 Eátomo = = 6,94 · 10–19 J.m 6,022 · 1023 mol–1 b) La frecuencia que corresponde a la radiación puede calcularse a partir de: E=hn 6,94 · 10–19 J = 6,63 · 10–34 J s · n n = 1,05 · 1015 s–1 Esta frecuencia está en el rango de la radiación ultravioleta. w c) Se podrán ionizar átomos de K con cualquier radiación cuya frecuencia sea superior a la mínima necesaria calcu- lada en el apartado anterior. Por ejemplo, con rayos X. w Ac t iv i d a d e s w 14> Un electrón excitado de un átomo de hidrógeno vuelve a su a) Frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el estado fundamental emitiendo radiación electromagnética hidrógeno. cuya longitud de onda es de 3 000 Å. Calcula la diferencia b) Longitud de onda en nm y la frecuencia de la radiación energética existente entre los dos niveles electrónicos. emitida cuando el electrón pasa del nivel n = 4 al n = 2. S: E = 6,6 · 10–19 J. S: a) n = 3,29 · 1015 s–1; 15> Sabiendo que la energía que posee el electrón de un átomo b) l = 486,2 nm; n = 6,17 · 1014 s–1. de hidrógeno en su estado fundamental es de 13,625 eV, calcula:  42 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 5. Distribuciones electrónicas Con el avance de las técnicas espectroscópicas se descubrió que los espectros atómicos son en realidad más complicados: surgen más líneas de las esperadas, que además aparecen desdobla- P (n = 6) – 72 das bajo la acción de campos magnéticos. Tomando esto como base, se puede afirmar que las transiciones entre niveles son más complejas y abundantes que las propuestas por Bohr. Es preciso considerar la existencia de subniveles 6p 5d energéticos que integran cada uno de los niveles originalmente postulados. O (n = 5) – 50 4f Estos nuevos estados energéticos para los electrones dependen del número cuántico n. Habrá 6s tantos subniveles como marca el valor de ese número. Así: es 5p 4d N (n = 4) – 32 5s El nivel n = 1, al que denominamos con la letra s, carece de cualquier subnivel. 4p El nivel n = 2 se estructura en dos subniveles energéticos denominados s y p. ill. 3d El nivel n = 3 consta de tres subniveles, s, p y d. M (n = 3) – 18 4s 3p El nivel n = 4 consta de cuatro subniveles, s, p, d y f. 3s y así sucesivamente. -h L (n = 2) – 8 2p Los electrones realizan sus saltos entre subniveles energéticos, de ahí la multiplicación que se 2s observa en las líneas espectrales cuando aumenta el número de transiciones posibles. K (n = 1) – 2 1s Cada subnivel admite un número distinto de electrones: Nivel Población máxima e- Subnivel w En cada subnivel s caben 2 electrones. En cada subnivel d caben 10 electrones. ra AUMENTO En cada subnivel p caben 6 electrones. En cada subnivel f caben 14 electrones. DE ENERGÍA Fig. 2.12. Desdoblamiento de los Al igual que los niveles energéticos tienen el número cuántico n asociado a ellos, los espec- cg niveles electrónicos. troscopistas asociaron un segundo número cuántico a cada subnivel energético. A este número lo denominaron ,. A los subniveles s les corresponde , = 0. A los subniveles d les corresponde , = 2..m A los subniveles p les corresponde , = 1. A los subniveles f les corresponde , = 3. El valor máximo de , equivale a (n – 1) por lo que decimos que , puede variar entre 0 y (n – 1). Asimismo, bajo campos magnéticos las líneas espectrales aparecen más desdobladas, por lo que se postula un nuevo número cuántico, el denominado magnético (m), que supone diferentes w energías para los subniveles en esas condiciones, y cuyo valor varía de –, a +,, incluido el 0. Basándonos en estos números, se puede conocer cómo se distribuyen los electrones en los sub- w niveles atómicos. El llenado se efectúa colocando los electrones en los niveles y subniveles en orden creciente de energías, y este a su vez se determina mediante la suma (n + ,). Es decir, cuanto mayor es esa suma para un número n dado, mayor es la energía del subnivel, y si la suma w En Internet es la misma para dos subniveles, tendrá mayor energía aquel con mayor número cuántico n. En un buscador, teclea el texto «átomos con más de un electrón», La distribución de electrones en los niveles de energía del átomo se denomina confi- entra en la página que te aparezca guración electrónica, y en ella se escriben los electrones que existen en cada uno de de www.deciencias.net. Pinchan- los subniveles energéticos del átomo considerado. do en cada elemento de la tabla podrás ver la distribución electró- nica de un átomo en movimiento Por ejemplo, la configuración electrónica del átomo calcio, que tiene 20 electrones, se escribe por niveles energéticos. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, siendo el número que antecede a cada componente el del nivel, mientras que el superíndice indica los electrones que existen en el correspondiente subnivel. UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 43 Estas configuraciones se denominan fundamentales o de mínima energía. Aquellas en las que Más datos los electrones han subido de subnivel al captar energía se denominan excitadas. De manera más sencilla, las configuraciones electrónicas se pueden obtener siguiendo la llamada regla Los electrones en un átomo vienen nemotécnica de Möller, que consiste en ir tachando ordenadamente de abajo arriba las diago- caracterizados por los tres números nales de la matriz de subniveles energéticos, a fin de conocer el orden de llenado, tal y como cuánticos de los niveles y subni- se indica en la Figura 2.13. veles energéticos en donde se en- cuentran, además de por otro nú- mero cuántico propio de ellos, que Se puede deducir que el número máximo de electrones en cada nivel energético es se llama spin, al que se le asignan de 2n2, donde n es el número cuántico del nivel. los valores de +½ o −½. es Claves y consejos 7s 7p 6s 6p 6d A la hora de contar los electrones a colocar en la configuración elec- 5s 5p 5d 5f trónica, hay que tener en cuenta si ill. 4s 4p 4d 4f tenemos un átomo neutro o un ion. 3s 3p 3d Según tengamos un catión o un anión, tendremos que restar o su- Fig. 2.13. Regla de Möller. Se utiliza 2s 2p mar electrones a la configuración en el llenado progresivo de niveles -h del átomo neutro. 1s energéticos atómicos con electrones. Ejemplo 8 guientes: Al3+, K, Br – y Si. w Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones si- Al 3+ Al3+ K K 5s 5s 5p 5p 5d 5d 5f 5f ra 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Solución 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 2s 2s 2p 2p 3s 3s 3p 3p 3d 3d Para escribir la configuración electrónica es preciso conocer los electrones que tiene cada espe- 1s 1s 2s 2s 2p 2p cie química. Para ello, buscaremos en una tabla periódica el número atómico del elemento, y a cg 1s través de la carga iónica deduciremos sus electrones. 1s El aluminio es Z = 13, por lo que el ion Al 3+ tendrá diez electrones, su distribución electró- nica, siguiendo el principio de llenado, será: 1s2 2s2 2p6. Br–– Br Si Si.m El potasio es Z = 19, por lo que sus átomos tendrán 19 electrones; su distribución electró- 5s 5s 5p 5p 5d 5d 5f 5f 4s 4s 4p 4d 4f 4f nica será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. 4s 4s 4p 4p 4d 4d 4f 4f 3s 3s 3p 3p 3d 3d 2s 2p El bromo es Z = 35, por lo que el ion Br tendrá 36 electrones; su distribución electrónica – 3s 3s 3p 3p 3d 3d 2s 2p será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6. 2s 2s 2p 2p 1s 1s w El silicio es Z = 14, por lo que tendrá 14 electrones; su distribución electrónica será: 1s2 2s2 1s 1s 2p6 3s2 3p2. w Ac t iv i d a d e s 16> Considera un átomo neutro con la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 w 4s1. ¿Cuál es su número atómico? ¿Cuál es su configuración electrónica más estable? ¿Absorbe o desprende energía cuando pasa a tener dicha configuración? Razona las res- puestas. 17> Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3−, Mg2+, Cl–, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? Datos: números atómicos, N = 7; Mg = 12; Cl = 17; K = 19; Fe = 26. S: son isoelectrónicos el N3− con Mg2+ y Cl– con el K+.  44 UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 5.1. Ordenación periódica de los elementos: su relación con los electrones externos I m p o r t a n te Mediante el estudio de los espectros de los elementos conocidos, obtenidos con rayos X, H. Moseley (1887-1915) consiguió en 1912 determinar el número atómico de todos ellos. Configuración electrónica de valen- La dependencia de la estructura atómica respecto del número atómico suponía un criterio cia de los elementos representa- tivos: óptimo para clasificar los elementos a partir de dicho número (más tarde se determinó que ese Alcalinos n s1 número coincidía con el de protones del núcleo). Alcalinotérreos n s2 En la actualidad, los elementos se colocan en función de su número atómico y de su configura- Boroideos n s2 n p1 ción electrónica. es Carbonoideos n s2 n p2 Hay tantos periodos como niveles energéticos, y cada uno se inicia cuando empieza a llenarse Nitrogenoideos n s2 n p3 un nuevo nivel. El primer periodo (nivel 1s) solo contiene dos elementos. El segundo (subniveles Anfígenos n s2 n p4 2s y 2p) contiene ocho. El tercero (subniveles 3s y 3p), otros ocho, puesto que la energía del nivel 4s es inferior a la del 3d y empieza a llenarse antes. Por eso, los periodos primero, segundo ill. Halógenos n s2 n p5 Gases nobles n s2 n p6 y tercero se separan, a fin de que los elementos con subniveles d puedan incluirse a partir del cuarto periodo. En el sexto y séptimo periodos deberían colocarse los elementos con electrones en subniveles f, pero como resultarían excesivamente largos, se colocan fuera de ellos. -h Al disponer la totalidad de los elementos de esta manera quedan en el mismo grupo vertical aquellos con la misma configuración electrónica externa, que comprobamos que tienen pro- Más datos piedades semejantes. En definitiva, el sistema periódico actual, que debemos a A. Werner (1866-1919) y F. A. Paneth Existen dos versiones del sistema periódico: Corto, en el que los elementos del bloque f se sitúan fuera. w (1887-1958), consta de 18 columnas o grupos, que la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) recomienda nombrar del 1 al 18, numerados de izquierda a derecha, y de siete filas o periodos (Fig. 2.14). ra Largo, en el que dichos elemen- El hidrógeno y el helio quedan fuera de estas consideraciones. El primero, por tener un solo tos se colocan entre los grupos 6 electrón, se coloca encima del grupo de los alcalinos, y el segundo, por tener completo su y 7; este se utiliza mucho menos. último nivel, se halla encima de los gases inertes. cg 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 (Ia) (IIa) (IIIb) (IVb) (Vb) (VIb) (VIIb) (VIIIb) (Ib) (IIb) (IIIa) (IVa) (Va) (VIa) (VIIa) 0 Elementos tipo s Elementos tipo d Elementos tipo p.m Gases nobles Alcalinos o inertes Nitrogenoideos Alcalinotérreos Carbonoideos Halógenos Anfígenos Térreos w H He PERIODOS Li Be B C N O F Ne w Na Mg Al Si P S Cl Ar Elementos de transición K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr w Más datos Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te