1º bachillerato: teorías atómicas - sistema periódico

Antonio Oliva Facerías Física y Química 1º de Bachillerato

Lección 3. Teorías atómicas

La química moderna nace a finales del S. XVIII, un siglo después de la física de Newton y la ley de Boyle, y a la vez que las leyes que describen las propiedades físicas de los gases: leyes de Charles y Gay-Lussac, Avogadro, leyes de los gases ideales y de Dalton de las presiones parciales.

1.- Las leyes ponderalesLa química surge con la medida. Al medir con precisión los pesos de las sustancias (masas)

cuando reaccionan unas con otras, se descubren unas leyes que son independientes entre sí y de cualquier modelo de constitución de la materia. Están basadas sólo en hechos experimentales.

a/ Ley de Lavoisier. Ley de conservación de la masa. 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. m (reactivos) = m (productos)

Al tener en cuenta la masa de los gases se resuelven todas las objeciones a esta ley.

b/ Ley de Proust. Ley de las proporciones definidas. Cuando dos o más elementos reaccionan para formar un mismo compuesto, lo hacen en una proporción en masa fija. O bien, al descomponer un compuesto en sus elementos siempre se encuentra el mismo porcentaje en peso.

No existen compuestos bertólidos, de proporciones variables.

c/ Ley de Dalton. Ley de las proporciones múltiples. Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, para formar distintos compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

Con 12 g de C reaccionan, 16 g de O para dar CO

32 g de O para dar CO2.

d/ Ley de Richter. Ley de las proporciones recíprocas. Las masas de dos elementos que se combinan con una cantidad fija de un tercero, guardan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí.

4 g de H + 32 g O agua 4 g de H + 12 g de C metano12 g de C + 32 g O CO2

e/ Tabla de masas atómicas relativas. Con la ley de Proust se descubre que cuando el H se combina con cualquier otro elemento, lo hace en menor masa. Llamando 1 u a la masa del átomo de H, que seguía siendo desconocida, se elabora la tabla de masas atómicas relativas al H.

2.- Teoría atómica de Dalton

Supone que la materia está compuesta por átomos indivisibles. Esta hipótesis impulsó la búsqueda y clasificación de todos los átomos distintos; a partir de ella se pueden deducir lógicamente las cuatro leyes ponderales (la 3ª con dificultad: ¿un mismo elemento puede tener varias valencias?). La hipótesis atomista es la única posible compatible con estas leyes. Para Dalton:

* La materia es discontinua. Al dividir cualquier clase de materia, al final aparecen unas partículas indivisibles llamadas átomos. Es imposible crear/destruir/transformar unos átomos en otros.

* Un elemento químico está formado por átomos idénticos entre sí, teniendo la misma masa y propiedades, y siendo distintos de los átomos de otro elemento químico.

* Un compuesto se forma por unión de los átomos de sus elementos en la proporción fija más sencilla posible, aunque a veces no es así. Por ejemplo, en la descomposición electrolítica del agua se obtienen dos volúmenes de H por cada volumen de O, lo que sugiere una composición H2O.

* En una reacción unos compuestos se convierten en otros por reorganización de sus átomos.

3.- Leyes volumétricas

Los químicos miden también, con precisión, los volúmenes de las sustancias cuando reaccionan unas con otras. No existe ninguna ley para sólidos y líquidos (los volúmenes con los que reaccionan pueden ser cualesquiera) pero si existe una para los gases.

Lección 3. Teorías atómicas 39


Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac. Los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química, están en una relación de números enteros sencillos.

2 H + O H2O N + 3 H NH3 H + Cl HCl2 vol. 1 vol. 2 vol. 1 vol. 3 vol. 2 vol. 1 vol. 1 vol. 2 vol.

Para Dalton los átomos de los elementos químicos gaseosos tienen un tamaño despreciable frente al volumen que ocupa el gas; supone que volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones de presión y temperatura deben contener el mismo número de átomos. (Ver Ej.6, Lecc.2)

Con esta hipótesis debiera salir 1 volumen de H2O, como en el dibujo, pero se producen dos. Este hecho es incompatible con la teoría atómica de Dalton, no se puede explicar.

2 volúmenes de H + 1 vol. de O 1 vol. de H2O

4.- Hipótesis de Avogadro. Los elementos en estado gaseoso forman moléculas diatómicas. De esta manera, volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones de presión y temperatura tienen igual número de moléculas. Con esta suposición, luego confirmada y convertida en ley, se supera la contradicción y se consolida finalmente la teoría atómica de Dalton.

2 H2 + O2 2 H2O N2 + 3 H2 NH3 H2 + Cl2 2 HCl2 vol. 1 vol. 2 vol. 1 vol. 3 vol. 2 vol. 1 vol. 1 vol. 2 vol.

2 volúmenes de H2 + 1 vol. de O2 2 volúmenes de H2O

5.- Modelos sobre la constitución de la materia. Teoría cinética.

* Para Aristóteles los “elementos” no son cuerpos elementales sino principios presentes en distintas proporciones en todos los cuerpos. Boyle supera esta perspectiva postulando una naturaleza mecanicista y corpuscular de la materia. Desde entonces ha habido dos modelos físicos para explicar la constitución de los gases, ligada cada una de ellas a una interpretación de la naturaleza del calor.

* Teoría cinética de los gases. Los gases estarían formados por partículas muy pequeñas, de volumen despreciable frente al volumen total del gas (la mayor parte del volumen está vacío). Están en violenta agitación, chocando elásticamente entre sí y contra las paredes del recipiente contra el que ejercen una presión, y se mueven con una velocidad media proporcional a su Tª. Como los choques son elásticos, la energía cinética se conserva y el movimiento puede continuar sin amortiguación. Al comprimir un gas, los corpúsculos se concentran en menor volumen y el número de choques aumenta y también la presión, de acuerdo con la ley de Boyle. También explica la ley de Gay-Lussac, da una interpretación cinética del calor y confirma la teoría atómica de Dalton. Más tarde se amplía a los estados sólido y líquido (Teoría cinética de la materia). Es el modelo actual.

* Modelo estático y la teoría del calórico (usado por Dalton y fracasado). Un gas estaría formado por glóbulos con un grano central de materia rodeado por una atmósfera de calórico. Los glóbulos (de tamaño distinto para cada sustancia) están en reposo con sus atmósferas de calórico en contacto. Su gran compresibilidad se debería a que las atmósferas de calórico de las partículas son muy compresibles, como pequeños muelles. Calentar un gas comportaba añadirle calórico, con lo que su atmósfera se hacía más grande y se repelían los átomos. El calórico sería un fluido imponderable que se podría generar de forma inagotable por simple fricción entre dos cuerpos.

Como un gas puede expandirse infinitamente, y no es aceptable que los pequeños resortes posean atmósferas de calórico infinitas, había que aceptar que se repelieran a distancia. La fuerza repulsiva se atribuyó al fluido calórico que rodeaba a los átomos. Cayó en desuso hacia 1.850.

6.- Crisis del átomo de Dalton. Dos nuevos grupos de experiencias (electrolisis y descargas en tubos de vacío) evidencian

que los átomos son divisibles y que poseen carga eléctrica en su interior.

Lección 3. Teorías atómicas40


a/ Faraday aplica una diferencia de potencial eléctrico entre dos puntos de una disolución (o fundido) de una sustancia iónica, produciéndose el fenómeno de la electrolisis: circula una corriente produciéndose cambios químicos en los electrodos (sobre los que enuncia dos leyes). Volta fabrica pilas descubriendo que todos los átomos sin excepción poseen cargas eléctricas en su interior.

b/ Geissler establece una diferencia de potencial elevada entre dos electrodos situados en los extremos de un tubo, en el que se ha encerrado un gas a baja presión, apareciendo un hilo luminoso al tiempo que pasa corriente. Aumentando el vacío, desaparece la luz pero se produce una luminiscencia en el ánodo creada por unos rayos que parecen provenir del cátodo.

i/ Crookes perfora el ánodo para dejar pasar los “rayos catódicos” y los hace incidir sobre pintura fluorescente, produciendo centelleos. Aplica campos eléctricos y magnéticos normales que los desvían. Tienen carga (-) y masa muy pequeña (hacen girar un molinillo interpuesto). Son absorbidos por una hoja de papel y proyectan sombras.

ii/ Thomson mide su relación q/m, resultando que todos los átomos poseen este mismo tipo de partícula en su interior, con carga eléctrica negativa y masa muy pequeña: son electrones.

iii/ Millikan suspende en el aire con un campo eléctrico gotitas de aceite irradiadas con electrones. Peso = Eeléc·qe-. Con el peso y el campo Eeléc se calcula qe-

iv/ Goldstein analiza los restos positivos (rayos positivos o canales); su carga es múltiplo entero de la del electrón. La mayor relación q/m la tiene el resto positivo del hidrógeno.

v/ Rutherford la identifica el resto positivo del H con una partícula elemental: el protón.El átomo de Dalton no prevé ninguno de estos hechos. Hay que modificarlo.

7.- El modelo atómico de ThomsonModifica el átomo de Dalton para incluir las cargas positivas y los electrones. El átomo es

como una esponja con toda la masa y la carga positiva y en los huecos de la esponja se alojan los electrones. El átomo ya no es indivisible.

8.- Radiactividad (Actividad del radio)

a/ Roëntgen estudia el poder de penetración de los rayos catódicos haciéndolos incidir sobre láminas metálicas. Al chocar con los e- de las capas interiores de los átomos metálicos, los extraen, produciéndose la posterior caída de otros e- hasta los huecos creados en las capas interiores y la emisión de una radiación invisible muy energética capaz de atravesar los tejidos blandos pero que es absorbida por los huesos. Como no sabe explicar su origen les llama rayos X.

Hay dos formas de producirlos: mediante bremsstralung (radiación de frenado) emitida por electrones rápidos que chocan contra una lámina de W (que se calienta), y por emisión de la capa K.

b/ Becquerel y Curie estudian la emisión espontánea de rayos por las sales de U, y Ra-Po. Descubren que la frecuencia de desintegración es independiente del estado físico/químico de los elementos. Es un fenómeno de autodestrucción que afecta a los núcleos de átomos pesados.

* Cámara de Wilson. Es una caja con paredes de cristal, saturada de vapor de agua, en la que se inyectan los rayos. El aire ionizado por la radiación condensa el vapor de agua, produciendo pequeñas gotitas a lo largo de las trayectorias. Analizados con campos eléctricos y magnéticos, se observó que emiten tres tipos de “rayos” capaces como los rayos X de velar películas fotográficas, atravesar láminas metálicas e ionizar los gases.


Ánodo

Cátodo

Campo eléctrico vertical

- +

-

+

Campo magnético transversal

Rayos catódicos

Pantalla fluorescente

Gas a baja presión

Tubo de vidrio

Rayos X

Ánodo

Cátodo

Lámina metálica

- +

Rayos catódicos

Tubo de vidrio con gas a baja presión


c/ Tipos de desintegración* . Son núcleos de 4

2He; cada núcleo los emite con velocidad (energía cinética) determinada, los detiene una hoja de papel y tienen gran poder de ionización.

* -. Son electrones que proceden del núcleo, producto de la desintegración de neutrones en p+ y e-. Se pueden mover a altas velocidades, son ionizantes y los detiene una lámina de aluminio.

* . Son fotones con más energía que los rayos X. Penetran láminas metálicas y son absorbidos por Pb. No tienen masa ni carga (no son desviados por campos eléctricos o magnéticos).

9.- Experiencia de RutherfordBombardea láminas de distintos

metales con rayos y comprueba que una capa de oro de unos cien átomos de espesor es atravesado por el 990 0/00 de los rayos como si la materia estuviera realmente vacía, hueca. Un 9 0/00 se desvían y alguna partícula rebota. Debe suponer que la masa (y por tanto la carga positiva que soporta) está concentrada en un volumen muy pequeño: el núcleo. (Tamaño del átomo 10-10 m; tamaño del núcleo 10-14 m)

10.- El modelo atómico de RutherfordEl átomo nuclear es el único modelo compatible con los resultados de su experiencia. Debe

suponer que prácticamente toda la masa y la carga positiva están en el núcleo; los electrones orbitan en torno al núcleo como los planetas giran en torno del Sol. (Modelo planetario).

11.- Teorías sobre la naturaleza de la luz.

¿Qué es la luz? ¿De qué está hecha una llama?La combustión de un trozo de madera o carbón es una reacción del oxígeno del aire con los compuestos de C, H, etc.

que forman la sustancia. CxHy + O2 CO2 + H2O + CalorSi la reacción transcurre de forma lenta y automantenida, se observan unas lenguas de fuego que parecen salir de la

superficie carbonizada del tronco, y ascienden hacia arriba hasta desaparecer.Si pudiéramos mirar con un microscopio, veríamos las moléculas de CO2 y H2O producto de la reacción junto con moléculas de O2 y N2 del aire, óxidos de nitrógeno, fragmentos de madera carbonizados muy pequeños (carbonilla), todos ellos tan calientes que están incandescentes y emiten luz. Como este gas tan caliente está muy dilatado, su densidad es mucho más pequeña que la del aire frío que le rodea, por lo que asciende rápidamente. Al hacerlo, se enfría y deja de emitir en el visible, desapareciendo la llama.

a/ Teoría corpuscular de NewtonLa luz está formada por corpúsculos que se mueven en línea recta desde la fuente luminosa,

chocan con los objetos y llegan a nuestros ojos. Newton descubre que la luz blanca, al pasar por un prisma de vidrio, se descompone en los siete colores que pueden ser recombinados en luz blanca con otro prisma. Explica las sombras, la reflexión y la refracción, pero no los fenómenos de interferencias y difracción, ni los anillos de Newton.

b/ Teoría ondulatoria. HuygensLa luz es una onda material que precisa un medio para propagarse: el éter. (No es material, es

una onda electromagnética que se propaga por el vacío). Explica las interferencias y los fenómenos de difracción (paso por un orificio, rendija o red).* Longitud de onda . Longitud de una onda completa. Se mide en m.* Período T. Tiempo preciso para que una onda completa pase por un punto. Se mide en s.* Frecuencia f es el número de ondas por segundo que pasan por un punto del medio. Se mide

en hertzios, Hz. Es la inversa del período: T = 1/f


Haz de rayos

Impactos luminosos

Pantalla fluorescente

Partícula rebotada

Lámina de AuFuente de

radiación

Pb

Sales de Th, Ra, U, Po

Pb

+

-

Cámara de Wilson

Haz de radiación Diafragma


* Amplitud A es la máxima distancia de separación a la posición de equilibrio.* La velocidad de propagación de una onda es constante en un medio homogéneo. Es el

espacio recorrido por unidad de tiempo: v = /T = ·fUna onda tiene tanta más energía cuanta mayor es su frecuencia. El ojo percibe cada onda

luminosa de distinta frecuencia con un color distinto; su conjunto constituye el espectro visible.(Ampliación: Ver fenómenos de interferencia en la página 54)

* Las ondas visibles más energéticas, de alta frecuencia ( corta) son violetas. = 400 nm

* Las menos energéticas, de baja frecuencia (y larga) son rojas. = 750 nm

Young y Fresnel explican la reflexión, la refracción, la difracción y los fenómenos de interferencias, y Fizeau mide la velocidad de la luz en el vacío que es c = 300.000 km/s.

c/ Teoría electromagnética de Maxwell. Unifica los fenómenos ópticos y electromagnéticos. La luz son ondas electromagnéticas formadas por un campo eléctrico perpendicular a otro magnético ambos variables periódicamente y normales a la dirección de propagación. Las cargas eléctricas aceleradas crean ondas electromagnéticas.

12.- Los espectros

a/ Refracción. Es la desviación que sufre un rayo de luz cuando pasa de un medio a otro que tiene distinto índice de refracción; el ángulo desviado es proporcional a la de la luz (o bien, cuanto mayor sea su f, menos se desvía). El rojo es el que más y el violeta el que menos se desvía.

b/ Espectros. Si un haz de luz blanca (mezcla de todos los colores) atraviesa un prisma de vidrio, cada rayo que lo compone sufre una refracción desviándose un ángulo que depende de su f; el haz se descompone en sus frecuencias integrantes produciendo un arco iris, su espectro.

Un sólido o un líquido incandescentes (o el Sol) produce un espectro de emisión continuo, radia en todas las frecuencias, porque sus átomos oscilan con todas las frecuencias posibles.

Seleccionando una fracción del espectro continuo del Sol mediante una rendija y volviéndolo a refractar a través de otro prisma, se obtiene una ampliación de esa parte del espectro. En ella se observan unas rayas negras que corresponden a las frecuencias del espectro de absorción de los elementos existentes en la atmósfera solar (H y He sobre todo).

c/ Espectros atómicos. Al excitar un elemento químico en estado gaseoso con calor o con descargas eléctricas, produce un espectro de emisión discontinuo, con fotones de muchas frecuencias distintas separadas por espacios sin luz. El espectro de cada elemento es distinto.

* Balmer estudia el espectro del átomo de H y deduce una ley para calcular sus frecuencias. * Rydberg deduce una fórmula general para las series del H: Lymann (UV), Balmer (visible),

Paschen (IR), Bracket (IR) y Pfund (IR): 1/ = RH (1/n12 - 1/n2

2)Ejercicio 1.- Unos rayos X poseen una longitud de onda de 2 Å. Calcula: a/ Su longitud de

onda en m, nm y pm. b/ Su frecuencia en Hz. c/ Su energía en J y eV. d/ La energía de 1 mol de estos


A

A

Onda larga: baja energía

AOnda corta: alta energía

Ultra-violeta

f(Hz) (m)

10-12

10-9

10-6

10-3

10

103

1020

1017

1014

1011

108

105

Rayos

Rayos X

VisibleInfrarojo

Micro- -ondas

Onda cortaFM y TV

AMOndalarga

rojonaranjaamarilloverdeazulvioleta400 nm

750 nm

Película fotográfica

Lámpara conteniendo un

elemento químico incandescente

Rendija

Prisma de vidrio

Espectro de emisión: imagen de la rendija para cada frecuencia

Rojo

Violeta


fotones. Datos: 1 Å = 10-10 m. h = 6,625·10-34 J·s. c = 3·108 m/s. NA = 6,023·1023. 1 m = 109 nm = 1012

pm. 1 eV = 1,6·10-19 JSol. a/ = 2·10-10 m = 0,2 nm. b/ 1,5·1018 Hz. c/ E = 9,94·10-16 J = 6,2·103 eV. d/ 5,99·108 J/mol

Ejercicio 2 .- El hidrógeno emite en el visible (serie de Balmer) cuatro rayas cuyas longitudes de onda son 410, 434, 486 y 656 nm. Calcula sus frecuencias. Datos: 1 nm = 10-9 m; c = 3·108 m/s.

Sol. f1 = 7,32·1014 Hz. f2 = 6,9·1014 Hz. f3 = 6,17·1014 Hz. f4 = 4,57·1014 Hz

13.- Defectos del modelo atómico de Rutherford* El modelo nuclear no prevé ningún mecanismo que explique los espectros.* No explica las propiedades periódicas que muestran los elementos en el sistema periódico.* Según la mecánica clásica, un electrón orbitando en torno del núcleo debería emitir energía

radiante de forma continua, por lo que acabaría cayendo en el núcleo y el átomo no sería estable. El electrón pasaría por estados de energía cada vez menor con lo que el espectro de un elemento químico debería ser continuo y no lo es. (Si el electrón salta entre dos órbitas que pueden tener cualquier energía, la luz emitida podría tener cualquier frecuencia).

14.- Cuantización de la energía

Dos fenómenos que no pueden ser explicados con la teoría electromagnética clásica exigen que la energía no se trasmita de forma continua, sino en cantidades discretas, llamadas cuantos o fotones.

i/ Teoría cuántica de Planck.

Planck estudia la radiación del cuerpo negro y concluye que la única forma de explicar la composición de su espectro de emisión es suponer que las partículas (átomos o moléculas) que oscilan con la misma frecuencia intercambian energía en cantidades que son múltiplos enteros de h·f.

E = n·h·f con n = 1, 2, 3, ...

La luz es emitida en forma de paquetes de energía. La frecuencia de oscilación de la partícula coincide con la frecuencia de la radiación, o es un múltiplo entero de ella. La variación más pequeña de energía, para una determinada frecuencia, es el cuanto elemental h·f.

Donde E = energía, h = 6,625·10-34 J·s es la constante de Planck y f es la frecuencia.

ii/ Efecto fotoeléctrico. Einstein

Cuando ciertos metales que son usados de cátodo en un tubo de vacío, son iluminados por luz monocromática con una frecuencia mayor que una umbral f0, la superficie del metal emite electrones, lo que se detecta con el paso de corriente por el circuito. El fenómeno ocurre instantáneamente incluso con intensidades de luz muy bajas.

Esto no se puede explicar si la luz es un movimiento ondulatorio, puesto que la energía que porta el frente de onda que choca contra el electrón es insuficiente para arrancarlo del átomo.

Si la luz es un corpúsculo que choca contra el electrón, entonces sí puede arrancarlo si su energía es, como mínimo, igual a la de ionización del átomo: E ionización = h·f0. La luz es absorbida en forma de paquetes de energía.

La luz está compuesta por cuantos de energía o fotones.15.- El modelo atómico de Bohr


A

Luz

e- + ¯

f0

f

Energía de los e- emitidos


* Bohr modifica el modelo nuclear de Rutherford para explicar el espectro del átomo de H, el átomo más simple. Observa que los átomos de H excitados no emiten luz de cualquier frecuencia, sino que su espectro es discontinuo, con decenas de rayas que corresponden a fotones de distinta energía. Propone un mecanismo que explica la emisión de cada uno de ellos.

* Para ello aplica el principio de conservación de la energía y la teoría cuántica de Planck: si un átomo emite un cuanto (un fotón) de energía E = h·f, pasa de un estado de mayor a otro de menor energía, y la diferencia de energía entre los dos estados debe ser igual a la energía del fotón emitido.

* Este modelo exige que el e- no pueda estar a cualquier distancia del núcleo (y con cualquier energía), sino sólo en determinadas órbitas (y sus correspondientes energías). A partir de los datos experimentales obtenidos midiendo las frecuencias del espectro del átomo de H, hace cálculos y obtiene los radios y las energías de las órbitas permitidas, justificando así el espectro del H.

(Ver ejercicio 23 y siguientes)Para justificar este mecanismo, que no es aplicable a los átomos polielectrónicos con

espectros más complejos, necesita unos postulados ad hoc. Se debe aceptar que:

1 er Postulado . "Cuando el electrón gira en una órbita estacionaria en torno al núcleo no emite energía". Y así es, pero esta afirmación se opone a las leyes electromagnéticas de Maxwell, totalmente comprobadas. Según estas leyes, una carga acelerada (el e- en su órbita circular tiene aceleración centrípeta) emitiría energía constantemente, produciendo un espectro continuo, y acabaría cayendo en el núcleo. El átomo no sería estable y sí lo es.

2º Postulado . "Sólo están permitidas las órbitas que cumplen la condición arbitraria: r·m·v = n·h/2". (r radio, m masa, v velocidad del electrón, n número natural con valores permitidos 1,2,3,.., h constante de Planck). Introduce un número cuántico n; así, el espectro del H es discontinuo y de frecuencias fijas. Calcula por métodos clásicos los radios y energías de las órbitas permitidas. No hay explicación para que unas órbitas estén permitidas y otras no, pero se ajusta a los hechos.

3 er Postulado . Aplica la teoría cuántica de Planck y explica como se producen los espectros:

"Al saltar un electrón de una órbita de más energía (estado excitado) a otra de menos energía emite un fotón cuya energía es igual a la diferencia de energía entre los dos estados. E = h·f "

Se explica en el dibujo siguiente. Si un número muy grande de átomos de H son excitados (calor, descargas eléctricas) su e- respectivo es promocionado al azar a todas las órbitas posibles, incluso al exterior del átomo. Al cesar la excitación, el e- salta desde cada una de ellas a cualquier otra de menor energía, produciéndose una cascada con todos los fotones detectados en el espectro de emisión, hasta llegar al estado de mínima energía o estado fundamental.

Ejercicio 3.- En el modelo del átomo de hidrógeno de Bohr, la energía de cada capa o nivel depende sólo del número cuántico principal: E = -13,6/n2 eV. Calcula la longitud de onda en nm de los


Series espectrales

Balmer

Paschen

Brackett

Pfund

Energía de las órbitas creciente

con el radio

Núcleo

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4n = 5 n = 6 n = 7

Serie de Balmer

Espectro de las dos series superpuestas

Energía o frecuencia crecientes

Salto 71 61 51 41 31 21

Serie de Lymann

E y f altasVioletas

E y f bajasRojos

Salto 72 62 52 42 32

Lymann


fotones de la serie de Balmer, emitidos al caer un electrón desde las capas 3ª, 4ª, 5ª y 6ª en la segunda capa. Datos: h = 6,6·10-34 J·s; 1 eV = 1,6·10-19 J. c = 3·108 m/s.

Sol. 32 = 657. 42 = 486. 52 = 434. 62 = 410

16.- Fallos del modelo atómico de Bohr

Sus postulados no tienen base teórica, sólo justifican los hechos experimentales. En el 1º, al aceptar el modelo planetario niega la mecánica clásica. En el 2º mezcla ideas clásicas (cálculo de radios y energías) con métodos cuánticos (introducción arbitraria de n). Explica sólo el espectro del H pero no justifica los espectros de átomos polieléctrónicos ni el desdoblamiento de algunas rayas espectrales del H en presencia de campos magnéticos en 3, 5 o 7 rayas de frecuencias muy próximas. Sommerfeld intenta explicarlas suponiendo que las órbitas son elípticas, sin conseguirlo.

17.- Dualidad onda-corpúsculo

* Einstein había afirmado que la luz tiene naturaleza ondulatoria cuando interacciona con otras ondas, y corpuscular cuando interacciona con corpúsculos, como en el efecto fotoeléctrico.

* De Broglie amplía esta propiedad a todas las partículas, que pasan a tener también doble naturaleza, corpuscular y ondulatoria.

Para un fotón, aplicando la ecuación de Planck: E = h·f , y la de Einstein: E = m·c2

Igualando: h·f = m·c2. Despejando: h/m·c = c/f = longitud de onda de una partícula de velocidad c.La longitud de onda de la onda

asociada a una partícula de masa m que se mueve a una velocidad v será:

= h/m·v

Ejercicio 4.- Calcula la longitud de onda de la onda asociada a una bola de m = 1 kg y a un e- de me = 9,1·10-31 kg que se mueven a 1 m/s. Dato: h = 6,6·10-34 J·s.

Los electrones tienen una acusada naturaleza ondulatoria. Un haz de electrones que atraviesa un doble orificio produce una figura de interferencias análoga a la que crea una luz monocromática o las ondas producidas en la superficie de un estanque.

* S1 corresponde a la señal cuando el orificio 1 está abierto y el 2 cerrado. s2 es la señal que pasa cuando el orificio 2 está abierto y el 1 cerrado.

* Si 1 y 2 están abiertos: s12 ≠ s1 + s2

18.- Principio de incertidumbre.

Heisemberg demuestra que es imposible determinar con precisión y simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. El producto de las indeterminaciones es del orden de la constante de Planck: px·x = h/4·

Ocurre lo mismo con el par tiempo y energía: E·t = h/4·

19.- El modelo atómico de la mecánica cuántica


e-

Rendijas

e-

1

Emisor de electrones 2

Detector

s1

s1Ondas de agua,

luz o sonido

Emisor

1

2

Señales a través de 1 y 2 por separado Señales con 1 y

2 abiertos

s2

s2


Resuelve definitivamente el problema del átomo teniendo en cuenta la teoría cuántica de Planck, la dualidad onda corpúsculo del electrón y el principio de incertidumbre.

* Supone que las propiedades ondulatorias determinan el comportamiento del electrón dentro del átomo mucho más que sus características corpusculares, en contra de lo que aceptan todos los modelos anteriores basados en la mecánica clásica. El electrón es más onda que corpúsculo.

* Además, por el principio de incertidumbre no se puede saber con precisión la posición del electrón. La noción de órbita pierde sentido: no hay una trayectoria que recorra el electrón (Bohr).

* Por el contrario, si el electrón es una onda se puede calcular en qué casos es una onda estacionaria estable (mecánica ondulatoria), determinando de esta manera los estados de energía posibles. Esto se hace mediante la ecuación de onda de Schrödinger. (Ver página 55)

Sus soluciones (que dependen de tres parámetros: n, l, m) son las funciones de ondas (psi) llamadas orbitales, que determinan la energía y la distribución espacial donde se encuentra el electrón. Su valor elevado al cuadrado 2 está relacionado con la probabilidad de que el electrón esté en esa región del espacio determinada.

+ 8·2·m/h2 ·(E – U)· = 0

En el dibujo, las dos primeras ondas estacionarias simulan electrones en orbitales permitidos; el tercero pertenece a un e- cuya onda se anula, es no estacionaria: no es un nivel de energía permitido.

* Un orbital es la región del espacio en torno al núcleo donde existe mucha probabilidad de encontrar al electrón. Está definido por los valores de los tres primeros números cuánticos:

n con valores permitidos 1, 2, 3, ... es el número cuántico principal, determina la capa o nivel de energía y está relacionado con el volumen del orbital: cuanto mayor es su valor, mayor es su energía y el tamaño del orbital.

l con valores permitidos 0, 1, 2,.. n-1, es el número cuántico secundario o azimutal determina las subcapas o subniveles que hay dentro de cada capa. Cada subcapa da lugar a un tipo de orbital distinto: s, p, d, f que tienen distinta forma espacial (1, 2 o 4 lóbulos).

m con valores permitidos – l, .. 0, .. +l, es el número cuántico magnético que determina la orientación espacial del orbital. Todos los orbitales de la misma subcapa tienen la misma energía en ausencia de campos magnéticos, pero al aplicar un campo magnético, algunas rayas del espectro se desdoblan (efecto Zeeman) y estos orbitales adquieren una energía ligeramente distinta.

* Principio de exclusión de Pauli. En un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por tanto, en un orbital (determinado por los tres primeros números cuánticos) sólo caben dos electrones de espines opuestos, apareados.

s con valores permitidos ½ es el número cuántico de spin del electrón (momento magnético de rotación entorno de sí mismo).

* La resolución de la ecuación de onda para átomos polielectrónicos es mucho más compleja al intervenir las repulsiones de e- entre sí. Requiere un procedimiento aproximativo mediante iteraciones. Como resultado, se obtienen los mismos orbitales que en el H pero con distinta energía.

20.- Número, tamaño y forma de los orbitales de un átomo

Los orbitales s tienen simetría esférica; los orbitales p tienen dos lóbulos dirigidos en cada dirección del espacio. Los d tienen cuatro lóbulos. El tamaño de un orbital crece con el valor de n.


x

y

z

1s

2s

y

2py

3py

px

py

pz

x

y

z

dxy


l = 0 l = 1 l = 2

En una capa hay n2 orbitales y caben 2·n2 electrones Número de subcapas en una capa = nNúmero de orbitales en una subcapa = 2·l + 1

Niveles de energía de un átomo obtenidos al aplicarle la ecuación de onda. Todos los orbitales de la misma subcapa están degenerados (tienen la misma energía) en ausencia de campos magnéticos. En átomos polielectrónicos, las subcapas tienen energías ligeramente distintas.

Lección 3. Teorías atómicas

Nº cuánticoprincipal

Nº cuánticosecundario

Tipo deorbital

Nº cuánticomagnético

Nº cuánticode spin

Número de electronesOrbitales

orbital subcapa capa

n = 1 l = 0 s m = 0 s = ½ 2 2 2 1s

n = 2

l = 0 s m = 0 s = ½ 2 2

8

2s

l = 1 p

m = -1 s = ½ 2

6

2px

m = 0 s = ½ 2 2py

m = +1 s = ½ 2 2pz

n = 3

l = 0 s m = 0 s = ½ 2 2

18

3s

l = 1 p

m = -1 s = ½ 2

6

3px

m = 0 s = ½ 2 3py

m = +1 s = ½ 2 3pz

l = 2 d

m = -2 s = ½ 2

10

3dxy

m = -1 s = ½ 2 3dyz

m = 0 s = ½ 2 3dxz

m = +1 s = ½ 2 3dx2

- y2

m = +2 s = ½ 2 3dz2

n = 4

l = 0 s m = 0 s = ½ 2 2

32

4s

l = 1 p

m = -1 s = ½ 2

6

4px

m = 0 s = ½ 2 4py

m = +1 s = ½ 2 4pz

l = 2 d

m = -2 s = ½ 2

10

4dxy

m = -1 s = ½ 2 4dyz

m = 0 s = ½ 2 4dxz

m = +1 s = ½ 2 4dx2

- y2

m = +2 s = ½ 2 4dz2

l = 3 f

m = -3 s = ½ 2

14

4f

m = -2 s = ½ 2 4f

m = -1 s = ½ 2 4f

m = 0 s = ½ 2 4f

m = +1 s = ½ 2 4f

m = +2 s = ½ 2 4f

m = +3 s = ½ 2 4f

48


21.- El átomo polielectrónico

* En el átomo de H todos los orbitales de la misma capa tienen la misma energía; la energía de un orbital depende sólo de n.

* En los átomos polielectrónicos la energía cambia dentro de cada capa, siendo menor en el orbital s que en los orbitales p. Esto es debido al apantallamiento que ejercen sobre el núcleo las capas interiores de electrones; ahora la energía de un orbital depende de n y l.

* Los orbitales de una misma subcapa tienen la misma energía en ausencia de campos magnéticos y se dice que están degenerados. Los tres orbitales p tienen la misma energía; igual ocurre con los cinco orbitales d o los siete f dentro de cada capa.

En presencia de un campo magnético estos niveles se desdoblan y adquieren un valor de energía levemente distinto.

A partir de esta distribución de niveles de energía se pueden interpretar los espectros hasta el último detalle.

* El principio de Aufbau u orden de llenado depende de la minimización de la energía total del átomo y no de las energías orbitales calculadas. Una regla que permite recordar el orden de llenado, es la resultante de tachar los orbitales de la siguiente forma:

Este orden de llenado está implícito en el Sistema Periódico.

22.- Configuración electrónica de un átomo.

Es la distribución de los electrones en los orbitales de un átomo (No se puede hablar de órbitas, sí de niveles de energía).


Núcleo

Periferia del átomo

1s

2s 2p 3s 3p 4s 3d

5s 4p

5f

5p 4d

6s 4f

6p 5d

7s

Energía

Niv

eles

de

ener

gía

Los niveles de energía no aparecen a escala. En la periferia del átomo están muy próximos. Cerca del

núcleo, más separados

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f7s 7p 7d

n = 1 n = 5n = 4n = 3n = 2l = 0 l = 0 l = 1

l = 0l = 0

l = 0

l = 1l = 1

l = 1l = 2

l = 2

l = 2l = 3

Núcleo1s

4s

3s

2s

5s

2p

3p

4p

5p

3d

4d

5d

4f

En átomos polielectrónicos

Energía (niveles, no órbitas) En el átomo de H

l = 3


* Estado fundamental de un átomo es el estado de mínima energía. Se produce cuando los e- están situados en los orbitales más próximos al núcleo, de forma que la energía potencial eléctrica es mínima. (Si no hay excitación, es el estado habitual).

* Estados excitados de un átomo. Es cualquier estado que no sea el fundamental. Los e-

excitados pueden situarse en cualquier nivel de energía disponible. Si cesa la excitación el e- salta a los niveles inferiores de energía emitiendo fotones y el átomo vuelve a su estado fundamental.

* Capa de valencia es la última capa ocupada cuando un átomo se encuentra en su estado fundamental. Se llama así por ser la responsable de las valencias del elemento.

Ejemplo: la configuración electrónica del Na en su estado fundamental se puede representar de las siguientes maneras, en función del detalle que se precise.

[Na]: 1s2 2s2 2px2 2py

2 2pz2 3s1 = 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1

* Un orbital se puede representar como una caja en el que caben dos electrones representados por dos flechas con espines antiparalelos. La energía es creciente desde el núcleo hacia el exterior. Todos los orbitales de la misma subcapa tienen la misma energía, están degenerados y se dibujan juntos.

1s2 2s2 2px

2 2py2 2pz

2 3s1

* Los niveles de energía no ocupados existen, aunque no se escriben por estar vacíos.[Na]: 1s2 2s2 2p6 3s1 3p0 4s0 3d0 4p0 5s0 4d0 5p0 . . .

* Un estado excitado (de los muchos posibles) de un átomo de Na es, por ejemplo:[Na]: 1s2 2s2 2p6 5s1 = [Ne] 5s1

* Principio de Hund o de máxima multiplicidad

Cuando se produce el llenado de los orbitales degenerados de una subcapa de un átomo, la configuración energéticamente más estable es aquella en que:

* Primero se semiocupan todos los orbitales del mismo subnivel con e- con spines paralelos.* Luego se completa con e- que se aparean con los ya existentes con spines antiparalelos.* Los átomos con subniveles vacíos, llenos o semillenos son más estables.Así, las formas más estables del C y del N son las siguientes:

[C]: 1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz0 y no [C]: 1s2 2s2 2px

2 2py0 2pz

0 o [C]: 1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz0

[N]: 1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz1 y no [N]: 1s2 2s2 2px

2 2py1 2pz

0 o [N]: 1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz1

23.- Descubrimiento del neutrónAl no tener carga, no fue detectado hasta 1932 en que Chadwick bombardea Be con rayos ,

obteniendo una radiación con un enorme poder de penetración, superior a los rayos :


Energía creciente

Núcleo


Al no tener carga, no ionizan a los gases, no son afectados por campos eléctricos y sólo son detenidos en colisiones frontales contra los núcleos. Haciéndoles incidir sobre núcleos ligeros (sobre agua) son retardados pueden ser reconocidos por los rayos producidos en la reacción:

Hay otras muchas reacciones nucleares que los producen:

(Curie)

Ejercicio 5.- ¿Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son correctas? Explica por qué. ¿Qué representa cada una de ellas? Nombra los orbitales a que corresponden.

a/ n = 2 l = 1 m = 0 s = ½b/ n = 1 l = 2 m = 0 s = -½c/ n = 3 l = -1 m = 1 s = 1d/ n = 4 l =3 m = 4 s = 0e/ n = 3 l = 2 m = 0 s = ½f/ n = 3 l = 1 m = 1 s = -½

Ejercicio 6.- Dibuja un Sistema Periódico esquemático. Escribe los símbolos de los elementos representativos (grupos I-A hasta VIII-A), los grupos I-B, II-B y III-B y la primera serie de transición.

Ejercicio 7.- Estructura electrónica de H y He. Anota los números cuánticos de cada uno de sus electrones. Debajo de ellas, representa a los orbitales en forma de cajas y sitúa en ellas a los electrones.

Ejercicio 8.- Escribe las estructuras electrónicas de los elementos del segundo y tercer período. Debajo de ellas, representa los orbitales en forma de cajas y sitúa en ellas a los electrones. Aplica el Principio de Hund. Anota los números cuánticos del último electrón.

Ejercicio 9.- Escribe las estructuras electrónicas de los elementos del cuarto, quinto y sexto períodos. Debajo de ellas, representa los orbitales en forma de cajas y sitúa en ellas a los electrones. Aplica el Principio de Hund. Analiza los casos del grupo VI-B: Cr, Mo, W y del grupo I-B: Cu, Ag, Au. Repítelo para La, Hf, Ce, Gd, Lu, Ac, Th.

Ejercicio 10.- ¿Qué orbital es más estable, un 2s o un 2p? Contesta en dos casos: a/ Para el átomo de H. b/ Para cualquier átomo polielectrónico.

Ejercicio 11.- a/ Estructura electrónica de Ag. Dibuja debajo la estructura en cajas. b/ Anota los números cuánticos de un electrón que está en el orbital 2px. c/ ¿Puede ser [Ag] = [Kr] 5s2 4d8 7s1? d/ Anota los números cuánticos de los orbitales 5py, 4dxy, 3f y 7s.f/ Escribe los números cuánticos del último electrón y de un electrón situado en un orbital 4d.g/ ¿En qué orbital está el electrón de la plata cuyos números cuánticos son (2,0,0,-½ )?

Ejercicio 12.- Un átomo X neutro tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s22p5 5s1. Explica si las siguientes frases son correctas:

a/ X se encuentra en su estado fundamental.b/ X pertenece al grupo de los metales alcalinos.c/ X pertenece al 5º período del sistema periódico.d/ Si el electrón pasara del orbital 3s al 5s, emitiría energía luminosa que daría lugar a una

línea en el espectro de emisión.e/ Es imposible. Se trata del Ne que es un gas noble y no se puede ionizar.



Ejercicio 13.- Explica cuáles de las siguientes configuraciones son posibles y cuáles no. Dibuja los orbitales en forma de cajas y sitúa a los electrones en ellas.

a/ 1s2 2s2 2p4 c/ 1s2 3s1 b/ 1s2 2s2 2p6 3s3 d/ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p103s3

Ejercicio 14 .- Explica qué valores puede tomar m para los orbitales 2s, 3d y 4p.

Ejercicio 15.- El número atómico de un elemento es 38. Indica: a/ Su configuración electrónica. b/ De qué elemento se trata y a qué grupo y período pertenece. c/ Di los valores de los números cuánticos del electrón de mayor energía.

Ejercicio 16 .- Dados los elementos de números atómicos 8, 11, 20, 35 y 36: a/ Identifica su nombre y símbolo y escribe la configuración electrónica. b/ ¿Cuántos electrones desapareados tiene cada uno de ellos en su estado fundamental?

Ejercicio 17.- Haz una tabla de los tres primeros números cuánticos con su nombre, valores permitidos, lo que indican y las características que determinan en los orbitales.

Ejercicio 18.- Para cada uno de los siguientes apartados, indica el nombre, símbolo, número atómico y configuración electrónica del primer elemento que tenga:

a/ Un electrón d c/ Diez electrones db/ Dos electrones p d/ Dos orbitales s completos

Ejercicio 19.- a/ Estructura electrónica de Cu. Dibuja debajo la estructura en cajas. b/ Anota los números cuánticos de un electrón que está en el orbital 2pz. c/ ¿Puede ser [Cu] = [Ar] 3d10? d/ Anota los números cuánticos del último electrón.e/ Anota los números cuánticos de los orbitales 3px, 3dxz y 6s. f/ Escribe los números cuánticos de un electrón situado en un orbital 4d.g/ ¿En qué orbital está el electrón de la plata cuyos números cuánticos son (2,0,0,-½ )?

Ejercicio 20.- Razona y explica:a/ ¿Puede tener el hidrógeno una estructura electrónica: 1s2? b/ En qué circunstancias la estructura electrónica del He es: 1s1

c/ Escribe la estructura electrónica de [Ne3+]d/ En un mismo átomo, ¿puede pasar un electrón desde un orbital hasta otro distinto sin

absorber ni emitir energía?e/ La diferencia fundamental entre los modelos atómicos de Dalton y de Bohr.f/ El modelo atómico de Bohr viola el Principio de Indeterminación de Heisenberg. ¿Por qué?g/ La diferencia fundamental entre el modelo atómico de la mecánica cuántica y todos los

modelos anteriores. h/ Indica, ayudándote de ejemplos, el nombre y símbolo de los números cuánticos necesarios

para caracterizar en un átomo: 1) un nivel; 2) un subnivel; 3) un orbital; 4) un electrón.i/ Define y distingue entre órbita y orbital. Explica en qué modelos atómicos se emplea uno u

otro término.

Ejercicio 21.- Deduce el segundo postulado de Bohr a partir de estos dos datos:a/ La hipótesis de De Broglie, según la cual un electrón tiene una onda asociada cuya

longitud de onda es: = h/m·vb/ La ecuación de onda de Schrödinger, que supone que en los niveles de energía permitidos,

la onda asociada al electrón debe ser estacionaria, es decir, debe caber un número entero de veces a lo largo de la longitud de la órbita.



Ejercicio 22.- Comenta las afirmaciones siguientes: a/ El átomo de H no tiene orbitales 5f, pero algunos átomos polielectrónicos sí.b/ Dos electrones de un mismo átomo que tienen tres números cuánticos iguales tienen la

misma energía.c/ Un átomo tiene dos orbitales con n = 1.d/ La configuración 1s2 2s2 2p3 3s1 no puede pertenecer a ningún átomo, sólo puede

representar la estructura electrónica de un ión.e/ La configuración 1s2 2s2 2p3 3s1 no se sabe a quién pertenece.f/ A los gases nobles no se les puede arrancar los electrones de la última capa.

Ejercicio 23.- Aplica la 2ª ley de Newton al electrón del H en su estado fundamental y calcula:a/ La expresión de la energía mecánica del electrón en los átomos hidrogenoidesb/ El radio del átomo de H aplicando el 2º postulado de Bohr. c/ La energía de ionización del átomo H de Bohr.Datos: Masa del electrón = 9,1·10-31 kg. Carga del electrón = 1,6·10-19 C. Constante de Planck

h = 6,6·10-34 J·s. Constante de Coulomb: K = 1/40 = 9·109 N·m2/C2.

Ejercicio 24.- A partir de la 2ª ley de Newton y del 2º postulado de Bohr, calcula:a/ Los radios de las seis primeras órbitas permitidas del átomo de H.b/ Los radios de las 4 primeras órbitas permitidas de los átomos hidrogenoides He+, Li2+, Be3+.Utiliza los datos del problema anterior.

Ejercicio 25.- A partir de la expresión de la energía mecánica del electrón y de la del radio del átomo de H obtenidos en el ejercicio 23, se pide:

a/ La ecuación que permite calcular la energía de las órbitas sucesivas en función del número cuántico principal y de las constantes e-, me, h, 0. ¿Cuál es la energía de ionización de átomo de H en su estado fundamental?

b/ Deduce la ley de Balmer y la constante de Rydberg.c/ Determina la energía de las sucesivas órbitas de los átomos hidrogenoides.d/ Las frecuencias de las 4 primeras líneas del espectro de la primera serie de He+, Li2+ y Be3+

e/ Compara las energías de ionización de H, He+, Li2+ y Be3+



Ampliación

1.- Difracción de ondas. Paso de ondas a través de una rendija

a/ Olas en una piscinai/ Golpeando periódicamente la superficie del agua de una piscina con

una lámina se crea un tren de ondas (olas) continuo que se propagan con velocidad constante en un medio homogéneo e isótropo como la superficie del agua (v = /T = cte) en dirección radial, formando sus frentes circunferencias concéntricas en el foco de la perturbación. Cuando están lejos del foco, el frente de ondas se dice que es plano.

ii/ Cuando este tren de olas alcanza un corcho que flota en reposo en cualquier punto de la piscina, asciende hasta una altura máxima (amplitud) para luego descender la misma amplitud por debajo de la superficie horizontal y volver luego a la posición de equilibrio, realizando una oscilación completa que repite al paso de cada ola. El corcho realiza un movimiento vibratorio armónico vertical, perpendicular a la dirección de propagación. Es una onda transversal.

b/ Las ondas son capaces de doblar las esquinas:iii/ Dividimos transversalmente una piscina con una línea de flotadores dejando una abertura

en el centro. Si un foco puntual crea una perturbación en la parte izquierda, ésta se propagará hasta llegar al orificio, donde, dependiendo de su tamaño relativo respecto de la longitud de onda de la ola, pueden suceder dos cosas:

* La abertura es muy grande, por lo que atraviesa una sección ancha del frente de onda prácticamente plano que prosigue su marcha sin afectar directamente a corchos que no están en la dirección de propagación (aunque por los extremos se producen fenómenos de interferencia y amortiguamiento de la onda que acaban afectando finalmente a toda la superficie del agua).

* La abertura es tan estrecha que se comporta como un punto, un foco secundario de perturbación que crea a su vez ondas concéntricas que se propagan por la otra mitad de la piscina. Los corchos flotantes situados en esta segunda mitad de la piscina son alcanzados por las olas aunque no estén en la dirección de propagación de la onda original. Se dice que las ondas son capaces de doblar las esquinas. La luz no parece comportarse así porque la longitud de onda de cualquier radiación visible es generalmente mucho más pequeña que el tamaño de cualquier rendija por la que se le hace pasar. Sin embargo una observación cuidadosa confirma que si lo hace.

iv/ Interferencias de dos trenes de ondas igualesCuando se perforan dos aberturas pequeñas y

simétricas a la línea de flotadores, cada una se comporta como un foco secundario de ondas idénticas, que al superponerse producen una figura de interferencias.

Los corchos flotantes situados en cualquier lugar de la parte derecha son alcanzados por los dos trenes de ondas cuyos efectos se superponen. Dependiendo de la distancia llegan en distinto momento y se suman con un cierto desfase:

* En unos casos se produce interferencia constructiva: al llegar las dos olas al corcho, ambas se suman, produciendo una oscilación de amplitud mayor que la de uno de ellos y que puede llegar al doble si llegan exactamente en fase. Un corcho situado en un punto como ese punto oscila con una amplitud doble, estando rodeado por puntos de amplitud más pequeña.



* En otros casos se produce una interferencia destructiva: cuando una ola tira del corcho hacia arriba y la otra lo hace hacia abajo, restándose, produciendo una oscilación de amplitud menor que la de una de ellas y que es cero si llegan exactamente en oposición de fase. Un corcho situado en ese punto está permanentemente en reposo, no oscila.

* Si se coloca una línea de corchos en la orilla de la piscina opuesta a la del foco emisor, se puede observar que la amplitud de oscilación de los corchos tiene un máximo (de amplitud doble) en el eje de simetría, flanqueado por mínimos (las ondas se anulan, los corchos están quietos) y otros máximos secundarios de amplitud decreciente alternados con mínimos.

Análogamente, si se trata de luz monocromática que se recoge sobre una pantalla se observa un máximo de luz flanqueado por oscuridad y otros máximos secundarios de luminosidad decreciente alternados con mínimos sin luz.

Si se trata de sonido de una sola frecuencia (una sola nota musical) y se pone el oído (o un micrófono) en el eje de simetría, se oirá con una intensidad elevada (máximo), pero desplazándonos a derecha o izquierda del eje no percibiremos sonido (mínimos), seguidos de otros máximos secundarios de intensidad decreciente alternados con mínimos sin sonido.

2.- Energía de una onda estacionaria en una cuerda vibrante de longitud L

La velocidad de propagación de una onda en una cuerda es constante y vale v = (F/)1/2, donde F es la tensión de la cuerda y es la masa por unidad de longitud.

Cuando una onda llega al límite del medio, choca y se refleja. En este caso vuelve por la cuerda y se superpone a las ondas incidentes, produciéndose una interferencia, dando lugar a una onda estacionaria, llamada así porque su aspecto no cambia con el tiempo, excepto su paulatina amortiguación debida a los rozamientos. En una cuerda de longitud L, sólo son posibles las ondas estacionarias cuya longitud de onda es:

1 = 2·L, 2 = L, 3 = 2/3·L, 4 = L/2, … etc.

En una cuerda determinada (con un cierto valor de ) de longitud L, podemos modificar F para afinar el instrumento. Como v = /T = ·f, obtenemos las frecuencias correspondientes de las ondas estacionarias que se pueden formar para esa L:

v = 1·f1 = 2·f2 = 3·f3 = 4·f4 = … = cte

f1 = v/1 = v/2Lf2 = v/2 = v/L = 2·f1

f3 = v/3 = v/(2/3L) = 3·f1

f4 = v/4 = v/(L/2) = 4·f1

f1 es la frecuencia fundamental o primer armónico; f2 es el segundo armónico, etc. En este ejemplo cada armónico tiene una frecuencia que es un múltiplo entero de la frecuencia fundamental.

Si pulsamos la cuerda, modificamos L, y para cada nueva longitud obtenemos otra familia de frecuencias distintas, múltiplos de cada frecuencia fundamental.

Como la energía de una onda electromagnética es: E = h·f, los distintos estados de energía de la cuerda son múltiplos enteros del estado fundamental. Análogamente, si un electrón es una onda estacionaria, sus estados de energía permitidos dependen de los parámetros n, l, m, y s obtenidos de la ecuación de onda, en vez de L, F, o v.

Ejercicios numéricos resueltos


L = 1/2

L = 2

2/3·L = 3

L/2 = 4

Ondas de agua, luz monocromática o sonido de un tono

Foco

Amplitud máxima de oscilación de los

corchos o de intensidad de luz o sonido


Ejercicio 1.- Unos rayos X poseen una longitud de onda de 2 Å. a/ Calcula su longitud de onda en m, nm y pm. b/ Su frecuencia en Hz. c/ Su energía en J y eV. d/ La energía de 1 mol de estos fotones.Datos: 1 Å = 10-10 m. h = 6,6·10-34 J·s. c = 3·108 m/s. NA = 6,023·1023. 1 m = 109 nm. 1 eV = 1,6·10-19 J

a/ = 2 Å = 2·10-10 m = 2·10-10·109 nm = 0,2 nm = 200 pmb/ c = ·f f = c/ = 3·108/2·10-10 = 1,5·1018 Hzc/ E = h·f E = 6,625·10-34·1,5·1018 = 9,94·10-16 J = 9,94·10-16/1,6·10-19 = 6,2·103 eVd/ Emol = 9,94·10-16·6,023·1023 = 5,99·108 J/mol

Ejercicio 2.- El hidrógeno emite en el visible cuatro rayas cuyas longitudes de onda tienen 410, 434, 486 y 656 nm, respectivamente. Calcula sus frecuencias.

Datos: 1 nm = 10-9 m; c = 3·108 m/s. c = ·f f = c/f1 = 3·108 /410·10-9 = 7,32·1014 Hz f2 = 3·108 /434·10-9 = 6,9·1014 Hzf3 = 3·108 /486·10-9 = 6,17·1014 Hz f4 = 3·108 /656·10-9 = 4,57·1014 Hz

Ejercicio 3.- En el modelo del átomo de hidrógeno de Bohr, la energía de cada capa o nivel depende sólo del número cuántico principal: E = -13,6/n2 eV. Calcula la longitud de onda de los fotones de la serie de Balmer, emitidos al caer un electrón desde las capas 3ª, 4ª, 5ª y 6ª en la segunda capa. Datos: h = 6,625·10-34 J·s; 1 eV = 1,6·10-19 J. c = 3·108 m/s.

E = h·f = h·c/ = h·c/E = 6,625·10-34·3·108 /EeV·1,6·10-19 = 1,24·10-6/EeV

1ª capa: n = 1 E1 = -13,6 eV2ª capa: n = 2 E2 = -13,6/22 = -3,4 eV3ª capa: n = 3 E3 = -13,6/32 = -1,51 eV E32 = -1,51 – (-3,4) = 1,89 eV

32 = 1,24·10-6/1,89 = 6,57·10-7 m = 6,57·10-7·109 nm = 657 nm4ª capa: n = 4 E4 = -13,6/42 = -0,85 eV E42 = -0,85 – (-3,4) = 2,55 eV

42 = 1,24·10-6/2,55 = 4,86·10-7 m = 486 nm5ª capa: n = 5 E5 = -13,6/52 = -0,544 eV E52 = -0,544 – (-3,4) = 2,856 eV

52 = 1,24·10-6/2,856 = 4,34·10-7 m = 434 nm6ª capa: n = 6 E6 = -13,6/62 = -0,38 eV E62 = -0,38 – (-3,4) = 3,02 eV

62 = 1,24·10-6/3,02 = 4,10·10-7 m = 410 nm

Ejercicio 4.- Calcula la longitud de onda de la onda asociada a una bola de m = 1 kg y a un e-

de me = 9,1·10-31 kg que se mueven a 1 m/s. h = 6,6·10-34 J·s.

* balón = h/mb·v = 6,6·10-34/1·1 = 6,6·10-34 m Totalmente indetectable* e = h/me·v = 6,6·10-34/9,1·10-31·1 = 7,25·10-4 m = 0,725 mm

Ejercicio 21.- Deduce el segundo postulado de Bohr a partir de:a/ La hipótesis de De Broglie, según la cual un electrón tiene una onda asociada cuya

longitud de onda es: = h/me·vb/ La ecuación de onda de Schrödinger, que supone que en los orbitales permitidos, la onda

asociada al electrón debe ser estacionaria, es decir, debe caber un número entero de veces a lo largo de la longitud de la órbita.

cabe un número entero de veces en la longitud de la circunferencia de radio r:

2··r = n· Y como: sustituyendo

Ejercicio 23.- Aplica la 2ª ley de Newton al electrón del H en su estado fundamental y calcula:a/ La expresión de la energía mecánica del electrón en los átomos hidrogenoidesb/ El radio del átomo de H aplicando el 2º postulado de Bohr.



c/ La energía de ionización del átomo H de Bohr.Datos: Masa del electrón = 9,1·10-31 kg. Carga del electrón = 1,6·10-19 C. Constante de Planck

h = 6,6·10-34 J·s. Constante de Coulomb: K = 1/40 = 9·109 N·m2/C2.a/ Energía mecánica de un electrón en átomos hidrogenoides

- La fuerza de Coulomb entre núcleo y electrón es:

Aplicando la 2ª ley de Newton al electrón:

Ec =

- Por otra parte la diferencia de energía potencial eléctrica entre dos configuraciones de dos cargas es igual al trabajo realizado por la fuerza del campo (cambiado de signo) cuando se traslada una de las cargas desde un punto inicial A hasta otro final B:

En nuestro caso, se traslada un electrón desde el infinito hasta una distancia del núcleo igual al radio de la órbita.

La energía mecánica del electrón es:

b/ Radio del átomo de H en su estado fundamental

a/ Aplicando la 2ª ley de Newton al electrón: y despejando:

Despejando v en el 2º postulado de Bohr: , elevando al cuadrado e igualando a la

expresión anterior: y despejando : , con

Donde, si Z = 1 (hidrógeno) y n = 1 (estado fundamental): a0 =

c/ E nergía de ionización del átomo de H en su estado fundamental Es la energía que hay que suministrarle en su estado fundamental para arrancarle el electrón

y llevarlo hasta el exterior del átomo, es decir, hasta que un punto en el que su Ec y su Ep sean cero, es decir, en un punto en el que su EM = 0.

Sustituyendo el resultado de b/ en a/, la energía que hay que suministrar para que EM = 0 es:

= 2,177·10-18 J = 13, 6 eV

Ejercicio 24.- A partir de la 2ª ley de Newton y del 2º postulado de Bohr, calcula:a/ Los radios de las seis primeras órbitas permitidas del átomo de H.b/ Los radios de las 4 primeras órbitas permitidas de los átomos hidrogenoides He+, Li2+, Be3+.Utiliza los datos del problema anterior.


Núcleor

Ze

Electrón

F

ru


a/ Aplicando la 2ª ley de Newton al electrón: y despejando:

Despejando v en el segundo postulado de Bohr: , elevando al cuadrado e

igualando a la expresión anterior: y despejando : ,

En el átomo de H, la carga nuclear Z = 1. Los radios de los sucesivos estados excitados son: Si n = 1 rBohr = a0 = 5,29·10-11 m (estado fundamental)Si n = 2 r2 = 22·a0 = 4·a0

Si n = 3 r3 = 32·a0 = 9·a0

Si n = 4 r4 = 42·a0 = 16·a0

Si n = 5 r4 = 52·a0 = 25·a0

Si n = 6 r4 = 62·a0 = 36·a0

b/Z r1 r2 r3 r4

H 1 a0 4·a0 9·a0 16·a0

He+ 2 a0/2 2·a0 4,5·a0 8·a0

Li2+ 3 a0/3 4/3·a0 3·a0 16/3·a0

Be3+ 4 a0/4 a0 2,25·a0 4·a0

Ejercicio 25.- A partir de la expresión de la energía mecánica del electrón deducida en el ejercicio 20 y de la expresión del radio del átomo de H obtenida en el ejercicio 22, calcula:

a/ La energía de las órbitas sucesivas, en función del número cuántico principal y de las constantes e-, me, h, 0.

b/ Deduce la ley de Balmer y la constante de Rydberg.c/ Determina la energía de las sucesivas órbitas de los átomos hidrogenoides.d/ ¿Cuál es la energía de ionización de átomo de H en su estado fundamental?

a/ Sustituyendo el valor de r en la expresión de la EM del electrón:

y como para el

hidrógeno Z = 1

b/

Con = 1,0974·107 m-1

c/ H He+ Li2+ Be3+ E1 (eV) -13,6 -54,4 -122,5E2 (eV) -3,39E3 (eV) -1,51



E4 (eV) -0,85E5 (eV) -0,54

d/ La energía de ionización de átomo de H en su estado fundamental es 13,6 eV.



Lección 4. Sistema periódico y propiedades periódicas

1. El sistema periódico. Características y estructura

b/ Grupos A, B y tierras raras8 Grupos A = Elementos representativos (con e- en orbitales s y p)10 Grupos B = Elementos de transición (con e- en orbitales d)Lantánidos y Actínidos (14 cada uno) = Elementos de transición interna (con e- en orbitales f)La UIPAC numera los grupos desde el 1 al 18.

c/ Nombres de los grupos y estructura electrónica:I A = Alcalinos (ns1) III B = ns2 (n-1)d1

II A = Alcalinotérreos (ns2) IV B = ns2 (n-1)d2

III A = Boroideos (térreos) (ns2 np1) V B = ns2 (n-1)d3

IV A = Carbonoideos (ns2 np2) VI B = ns1 (n-1)d5

V A = Nitrogenoideos (ns2 np3) VII B = ns2 (n-1)d5

VI A = Anfígenos (ns2 np4) VIII B = ns2 (n-1)d6 a ns2 (n-1)d8

VII A = Halógenos (ns2 np5) I B = ns1 (n-1)d10

VIII A = Gases nobles (ns2 np6) II B = ns2 (n-1)d10

d/ Nombres de los períodos:Período muy corto: 1º Períodos largos: 4º y 5ºPeríodos cortos: 2º y 3º Períodos muy largos: 6º y 7º

2. Criterio de ordenación . Tabla periódica de Mendeleiev

a/ Los elementos se clasificaron por sus propiedades. Pronto se identificaron familias como las de alcalinos y halógenos. Además se descubrieron ciertas características periódicas (densidad, valencias, propiedades de óxidos, halogenuros, etc.) que se intentaron correlacionar con sus masas atómicas, sin demasiado éxito. Etapas fundamentales en su ordenación fueron:

* Tríadas de Dobereimer: El Sr tiene propiedades intermedias entre el Ca y el Ba, el Se entre las del S y el Te. También ocurre con Na, K, Rb y Cl, Br y I. Son los esbozos de los grupos.

* Octavas de Newlands: Cada 8 elementos de un período corto, los siguientes 8 repiten las propiedades. (Lo aplica a los períodos 2º, 3º y 4º; los gases nobles eran desconocidos todavía). En una octava un elemento determinado tiene propiedades (valencias) intermedias entre las del que le precede y las del siguiente. Dieron origen a los períodos.

Lección 4. Sistema periódico 55

f

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

p s

F

Cl

Br

I

At

Grupos

1

2

3

4

5

7

6

d

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

Sc

La

Ac

Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Ag

Au

Cd

Hg Tl

C

Si

Ge

Sn

Al

Ga

In

Pb

N

P

B

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

Y

Períodos

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

2

10

18

36

54

Nº Atómico Z

86

71

103


* Tabla Periódica. Mendeleiev (y Mayer) tuvo en cuenta esas propiedades periódicas y los ordenó por masas atómicas crecientes en la forma de la tabla actual, pero con los grupos A y B en la misma columna; dejó huecos, porque había muchos elementos desconocidos, adjudicándoles un número correlativo, que llamó Número Atómico. Predijo la existencia y propiedades de Ga y Ge.

Pero con este criterio, hay tres pares de elementos en los que el ordenamiento resultante pierde las propiedades periódicas (K-Ar, Te-I, Co-Ni). En el caso del K (Mat. 39,01) y el Ar (Mat. 39,95), el K (más ligero) debería estar en el grupo de los gases nobles y el Ar en el de los alcalinos.

* Moseley obtiene el espectro de la radiación producida al hacer incidir rayos catódicos rápidos sobre láminas metálicas de distintos elementos. En la zona de los rayos X (frecuencia 1018 Hz), el espectro contiene unas rayas dobles a las que llama K, L, M, N… a frecuencias distintas para cada elemento. Las nombra K , K , L, L , etc.

Cada una de ellas corresponde al salto de un e- desde el exterior del átomo hasta el orbital 1s (raya K), o 2s (raya L), etc. La energía de un orbital 1s cambia de un elemento al siguiente creciendo proporcionalmente al número de protones: los orbitales 1s de Mn, Fe, Co, Ni, etc. tienen una energía próxima que crece proporcionalmente a Z2. Existe una función entre f y Z y no entre f y masa atómica: f = 2,48·1015·(Z – 1)2

Dentro de cada átomo hay una magnitud que crece en cantidades iguales al pasar de un elemento al siguiente. Es la carga nuclear.

A través de la ecuación se descubre que el valor de Z del Co y del Ni están invertidos respecto del valor de sus masas. El criterio es tan bueno que, durante mucho tiempo, al descubrir un nuevo elemento, se realizaba su espectro de rayos X para clasificarlo en el S.P.

* Ordenando los elementos por su número atómico creciente, se resuelven las anomalías.

b/ Número atómico y número másico* Número atómico Z, es el número de protones que posee un átomo en su núcleo.* Número másico A, es la suma del número de protones más el número de neutrones

(número de nucleones) de un átomo: A = p + n. Es siempre un número entero.

* Un átomo determinado se representa mediante su símbolo, Z y A: . Un átomo neutro

contiene igual número de protones que de electrones. Si acepta e- se convierte en un ión negativo (anión): O2- ; si pierde e-, en un ión positivo (catión): Al3+

Ejercicio 2.- El número atómico de un elemento es 38. Indica cuál es la configuración electrónica de su ión más probable.

Sol. [Sr2+] = [Kr]

Ejercicio 3.- Dados los elementos de números atómicos 8, 11, 20, 35 y 36. Escribe y justifica los iones más estables de estos elementos.

Sol. [O2-] = [Ne]; [Ca2+] = [Ar]; [Na+] = [Ne]; [Br-] = [Kr]

c/ Isótopos. Son átomos que tienen el mismo nº atómico Z pero distinto nº másico A. * Tienen el mismo número de protones (por tanto la misma estructura electrónica) por lo que

sus propiedades químicas son idénticas.

Lección 4. Sistema periódico

Elemento ZMasa

atómicaf·1018

K Hzf·1018 K

Hz

Mn 25 54,93 1,43 1,57

Fe 26 55,85 1,55 1,71

Co 27 58,94 1,68 1,85

Ni 28 58,69 1,81 2,00

Cu 29 63,54 1,95 2,16

56

Frecuencia de rayos X

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

K

K

K

K

K

K

Inte

nsid

ad d

e lo

s ra

yos

X


* Son átomos distintos, pero se representan con el mismo símbolo, son el mismo elemento químico; se llaman isótopos porque ocupan el mismo lugar en el S. Periódico.

* Al tener distinto A, los isótopos de un mismo elemento tienen distinta masa.* La separación de isótopos de un elemento sólo se puede hacer por métodos físicos. Por

ejemplo, para separar 235U de 238U, se centrifuga la mezcla de sus UF6 gaseosos. Ejemplos: 12

6C, 146C 16

8O, 178O, 18

8O 11H, 2

1H, 31H

i/ Masa isotópica es la masa de un átomo determinado. En la formación de los núcleos por fusión nuclear se produce una pérdida de masa que se transforma en energía (Einstein: E = m·c2) por lo que la masa isotópica no es un número entero como A.

ii/ Masa atómica es la media ponderada, en función de sus abundancias, de las masas de los isótopos de un elemento. La masa de un elemento químico es en general fraccionaria, porque este valor estadístico medio comúnmente no es entero.

Ejercicio 4.- Existen dos isótopos del 17Cl, de números másicos 37 y 35 con masas isotópicas 36,935 u y 34,973 u, y con abundancias del 24,47 % y del 75,53 % respectivamente. Explica cómo están constituidos y calcula la masa atómica del elemento químico cloro.

Sol. 35,50

Ejercicio 5.- La masa isotópica del 63Cu es 62,957 u y la del 65Cu es 64,995 u. Explica cómo están constituidos y determina la abundancia de cada isótopo si la masa atómica del Cu es 63,546 u.

Sol. 71,099 % de 63Cu y 28,901 % de 65Cu

iii/ Un elemento químico es una sustancia pura que no se puede descomponer. Representado por un símbolo en una posición del S. Periódico, no existe materialmente. Es un concepto definido para representar a un conjunto de átomos distintos que tienen igual Z. Su masa es la Masa atómica.

3.- Propiedades periódicas

a/ Radio atómico

Al hacer incidir un haz de rayos X sobre un cristal, se produce una figura de difracción en la que los núcleos de los átomos aparecen como puntos luminosos; midiendo las distancias entre ellos en muchos compuestos y obteniendo la media de las distancias de enlace de un mismo elemento en distintos compuestos, se calcula el radio atómico. (El radio de un mismo elemento medido en un compuesto metálico suele ser mayor que el medido en uno covalente).

Como los gases nobles no se combinan, carecen de distancias de enlace y no tienen definido su radio atómico. Su valor se interpola entre el halógeno anterior y el alcalino siguiente.

* Variación en un grupo

Por ejemplo en los alcalinos, el Li = 1s2 2s1 y el Fr = [Rn] 7s1. Es decir, el Fr tiene siete capas de electrones por lo que su radio es mayor que el del Li que tiene sólo dos capas. Igual ocurre en el resto de grupos, como en los gases nobles donde el átomo más pequeño es el He y el más grande el Rn. El radio atómico crece al descender en un grupo.

* Variación en un período

Por ejemplo en el 3º, el [Na] = 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1. Un gas noble como el Ne tiene una estructura electrónica exterior ns2 np6 que es muy estable; estos ocho electrones apantallan tan perfectamente al núcleo que en los puntos de la superficie exterior de la corteza el campo eléctrico resultante del núcleo y de los electrones es cero. No interaccionan eléctricamente con nadie. Pues bien, el Na posee esta estructura y un electrón más en 3s1.


rcreciente


Este electrón está débilmente atraído por el núcleo (la carga nuclear efectiva sobre él es inferior a un protón) y está muy alejado del núcleo por lo que el tamaño del Na es mucho mayor que el del Ne. Conforme se añaden electrones en la corteza y protones en el núcleo a lo largo del período aumenta la carga nuclear efectiva y el tamaño va decreciendo hasta que se hace mínimo en el gas noble, en el Ar. El radio atómico es máximo en los alcalinos y decrece hasta hacerse mínimo en los gases nobles.

El átomo más grande es el Fr y el más pequeño el He.

* Variación con la carga.

- Si el 11Na pierde 1 e- se convierte en el ión Na+ cuya estructura electrónica es [11Na+] = [10Ne]. Su núcleo sigue teniendo 11 protones que atraen a los 10 e- con más fuerza que un núcleo de 10Ne que tiene sólo 10 protones. Su tamaño se contrae frente al del Ne. r(Na+) < r(Ne)

- Si el 9F = 1s2 2s2 2p5 acepta 1 e- queda convertido en el ión de estructura electrónica [9F-] = [10Ne]. Su núcleo tiene 9 protones y su corteza 10 e- que son más débilmente atraídos por el núcleo de Ne con 10 protones. Las repulsiones entre e- y la carga nuclear efectiva inferior a 1 hacen que la nube electrónica se expanda, aumentando el radio iónico. r(Na+) < r(Ne) < r(F-)

- Si se arranca un segundo e- el volumen se contrae más, al haber dos protones más que e-; si se añade un segundo e- el volumen se dilata más, pues hay en la corteza 2 e- más que protones en el núcleo. En la siguiente serie de iones isoelectrónicos:

r(12Mg2+) < r(11Na+) < r(10Ne) < r(9F-) < r(8O2-)

Ejercicio 6.- Escribe la configuración electrónica de las especies químicas siguientes: K+, Cl-, Ar y S2- indicando qué tienen en común. Clasifícalos por orden creciente de sus radios, explicando por qué lo haces así. Sol. r[K+] < [Ar] < r[Cl-] < r[S2-]

Ejercicio 7.- Supón que los átomos, o iones monoatómicos, de carga nuclear 19, 20, 21, 22 y 23 son isoelectrónicos.

a/ Si la carga 19 corresponde y se identifica como K+, identifica los otros miembros de la serie isoelectrónica. Escribe su configuración electrónica.

b/ Ordena los cinco miembros de la serie anterior de mayor a menor radio.Sol. a/ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. b/ r[Ar] > r[K+] > r[Ca2+] > r[Sc3+] > r[Ti4+] > r[V5+]

b/ Energía de ionización

Es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro gaseoso y en su estado fundamental para arrancarle un electrón de la última capa y dejarlo convertido en un ión monopositivo gaseoso.

X + E.I. X+ + 1 e-

* El átomo ha de estar en su estado fundamental o de mínima energía, porque si está excitado, arrancar el electrón más lejano del núcleo cuesta una energía (menor) que no es la E.I.


Radio atómico/Radio iónico (pm)

H 53H+ 2,1

1 pm = 10-12 mHe 31

Li 167Li+ 60

Be 112Be2+ 60

B 87B3+ 20

C 67C4+ 15

N 56N3- 171

O 48O2- 140

F 42F- 136

Ne 38

Na 190Na+ 95

Mg 145Mg2+ 65

Al 118Al3+ 50

Si 111Si4+ 41

P 98P5+ 34

S 88S2- 184

Cl 79Cl- 181

Ar 71

Ki 243K+ 133

Ca 194Ca2+ 99

Ga 136Ga3+ 62

Ge 125Ge4+ 53

As 114As5+ 47

Se 103Se2- 198

Br 94Br- 195

Kr 88

Rb 265Rb+ 148

Sr 219Sr2+ 113

In 156In3+ 81

Sn 145Sn4+ 71

Sb 133Sb5+ 62

Te 123Te2- 221

I 115I- 216

Xe 108

Cs 298Cs+ 169

Ba 253Ba2+ 135

Tl 156Tl3+ 95

Pb 154Pb2+ 120

Bi 143Bi3+ 120

Po 135 At 137 Rn 120

58


* Se debe arrancar un e- de la última capa ocupada. Extraer e- desde capas interiores cuesta una energía (mayor) que no es la E.I.

* Variación en un grupo

Por ejemplo en los alcalinos, el Li = 1s2 2s1 y el Fr = [Rn] 7s1. Para arrancar el e- 2s del Li se necesita más energía que para arrancar el 7s del Fr, porque el e - del Li está mucho más cerca del núcleo y por tanto más fuertemente atraído que el del Fr.

La E.I. aumenta en un grupo hacia arriba.

* Variación en un período

En el tercer período por ejemplo, el Na tiene un único e-

débilmente atraído (está detrás de la estructura del Ne que lo apantalla) y muy lejos del núcleo. A lo largo del período, conforme se añaden e- y aumenta la carga nuclear efectiva, el volumen se contrae y los e- son atraídos con más fuerza. En el Ar el volumen es mínimo y la fuerza sobre los electrones es máxima.

La E.I. crece hacia la derecha en el período siendo máxima en el gas noble. El He tiene la E.I. más grande y el Fr la más pequeña.

1s 2s 2pLi: ↑↓ ↑

Be: ↑↓ ↑↓

B: ↑↓ ↑↓ ↑

C: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

N: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

O: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

F: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

Ne: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

En el segundo y tercer períodos hay pequeñas irregularidades que pueden ser interpretadas a partir del principio de Hund o de máxima multiplicidad:

Una configuración es más estable si todos los orbitales de una subcapa están vacíos, semiocupados o llenos; arrancar un e-

en estos casos cuesta más energía que cuando los orbitales no están en esta situación.

i/ En B y Al el e- que se ioniza es el único en la subcapa p y es más fácil de arrancar que en Be y Mg, donde el orbital de la subcapa l = 0 está lleno y el orbital de la subcapa l = 1, vacío.

ii/ En N y P el e- que se arranca rompe la semiocupación de los tres orbitales p de la subcapa l = 1, lo que cuesta más energía que en O o S.

iii/ En He y Ne, con las subcapas llenas, arrancar un electrón cuesta el máximo de energía.

* 2ª energía de ionización. E.I. sucesivas

Es la energía que hay que suministrar a un ión monopositivo en su estado de mínima energía para arrancarle un segundo e- de la última capa.

Arrancar un e- al Mg = [Ne] 3s2 para convertirlo en Mg+ = [Ne] 3s1 cuesta una cierta energía. Arrancarle un segundo e- para transformarlo en Mg2+ = [Ne] requiere alrededor del doble de energía, pues se trata de arrancar una carga negativa de una especie ya cargada positivamente y además más pequeña. Arrancarle un tercer e- requiere una energía cinco veces mayor que la 2ª, porque este tercer e- procede de la estructura electrónica del gas noble interior, el Ne, que es muy estable.


E.I.creciente

H

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na K

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

E.I.


Arrancar un e- al Na = [Ne] 3s1 para convertirlo en Na+ = [Ne] cuesta poca energía. Pero arrancarle un segundo e- cuesta nueve veces más, porque hay que arrancarlo de la estructura electrónica del gas noble interior, que es muy estable. Requiere tanta energía que, en las reacciones químicas normales no hay ningún mecanismo que la suministre y la valencia del Na nunca es mayor que +1, como la del Mg nunca es mayor que +2.

En la tabla adjunta se muestran valores de E. I. sucesivas medidas en MJ/mol. * En los cuadros grises, la E.I. es máxima en su columna, cuando se atraviesa la estructura

del gas noble anterior. * En una fila hay máximos relativos cuando se atraviesa la estructura de gas noble,

encontrándose con el máximo absoluto a la izquierda, cuando el átomo es más pequeño y se arrancan los e- más próximos al núcleo.

* Atravesar la estructura de gas noble anterior supone multiplicar la EI anterior por:- 14 en el Li y por 9 en el Na; por 8,5 en el Be y por 5,3 en el Mg.- 5,1 en el F y por 3 en el Cl; por 5 en el Ne y por 2,95 en el Ar- Atravesar una 2ª capa de gas noble supone otro salto de energía mucho mayor que el 1º.* Observemos que el Ar, gas noble nunca moviliza un electrón en las reacciones químicas,

tiene una 1ª EI de 1,52 MJ/mol; podemos deducir que cualquier EI de un elemento igual o mayor, tampoco se pondrá en juego en una reacción iónica.

Cuando se atraviesa una capa, la energía de ionización es muy elevada.

E.I. 1H 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

1ª 1,31 2,37 0,52 0,90 0,80 1,09 1,40 1,31 1,68 2,08 0,50 0,74 0,58 0,79 1,06 1,00 1,25 1,52

2ª 5,25 7,30 1,76 2,43 2,35 2,86 3,39 3,37 3,95 4,56 1,45 1,81 1,57 1,90 2,26 2,30 2,66

3ª 11,82 14,88 3,67 4,62 4,58 5,30 6,02 6,12 6,91 7,72 2,74 3,23 2,91 3,38 3,85 3,9

4ª 21,00 25,03 6,22 7,48 7,47 8,41 9,37 9,53 10,54 11,57 4,35 4,96 4,56 5,16 5,77

5ª 32,83 37,83 9,45 10,99 11,02 12,18 13,35 13,63 14,84 16,09 6,27 7,00 6,54 7,24

6ª 47,28 53,26 13,33 15,16 15,24 16,61 18,02 18,38 19,81 21,27 8,50 9,36 8,78

7ª 64,36 71,33 17,87 20,00 20,12 21,71 23,33 23,78 25,43 27,12 11,02 12,00

8ª 84,01 92,04 23,07 25,50 25,66 27,47 29,29 29,87 31,72 33,60 13,84

9ª 106,4 115,4 28,93 31,65 31,85 33,88 35,91 36,62 38,60 40,76

10ª 131,4 141,36 35,46 38,47 38,73 40,95 43,18 43,96 46,19

11ª 159,1 169,99 42,65 45,96 46,26 48,71 51,07 52,0

12ª 189,37 201,27 50,50 54,11 54,46 57,12 59,66

13ª 222,32 235,2 59,02 62,93 63,36 66,2

Fuente: http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Na/ionz.html

Ejercicio 8.- Escribe la configuración electrónica de las siguientes especies: O2-, Na+, F-, Ne. Ordénalos razonadamente por:

a/ Tamaños crecientes. b/ Energías de ionización crecientes.

Sol. a/ rNa+ < rNe < rF- < rO2-. b/ rO2- < rF- < rNe < rNa+

c/ Afinidad electrónica

Es la energía desprendida cuando un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental captura un e- y lo sitúa en su última capa ocupada.

X + 1 e- X- + A.E.

Los halógenos tienen una estructura electrónica como la de un gas noble al que se le ha quitado 1 e-. Tienen un hueco en la corteza donde el campo eléctrico resultante de núcleo y corteza es muy positivo, (carga nuclear efectiva grande) atrayendo fuertemente los e- de los alrededores.

Muchos átomos desprenden energía al aceptar 1 e-, siendo ésta máxima en los halógenos. Los metales tienen electroafinidades menores e incluso necesitan aportes de energía para que acepten el e-.


A.E.creciente

En los cuadros grises hay un máximo relativo de la EI en cada fila y cada columna. Los máximos absolutos se producen cuanto más pequeño es el átomo y mayor el número de e- arrancados.


* La electroafinidad crece en un período hacia la derecha y disminuye al descender en un grupo, pues al haber mayor número de capas, la distancia y el apantallamiento es mayor y la fuerza de atracción menor. (Excepto N, O y F que por su pequeño tamaño, repelen al nuevo e- y no se estabilizan tanto).

* Los gases nobles, alcalinotérreos y N que tienen todos los orbitales de la capa de valencia ocupados o semiocupados tienen electroafinidades negativas. (Los valores entre paréntesis son estimados)

* Captar un segundo e- siempre requiere aportes de energía.

d/ Electronegatividad

* Es una medida de la fuerza con que un átomo atrae a un par de electrones compartidos con otro átomo. Pauling calcula los valores para cada elemento de forma aproximada, teniendo en cuenta los valores de E.I. y A.E. y establece una escala cuyo valor máximo 4 es el F.

* Los no metales tienen valores mayores que 2 y los metales menores que 2, aunque algunos compuestos de B, Be, Al, Ga, Ge Sn y Pb tienen carácter no metálico. Los gases nobles no tienen electronegatividad.

* Según Pauling, cuando dos átomos que comparten un par de e- tienen una diferencia de electronegatividad de 1,7, su enlace tiene un 50 % de carácter iónico.

* Para el caso del H2O, la polaridad del enlace calculado por este método es:

x = 41 % de carácter iónico

e/ Carácter metálico

Es una propiedad opuesta a la electronegatividad. Cuanta menor fuerza tiene un elemento para atraer al par compartido más electropositivo es, más carácter metálico tiene.

* Tienen carácter metálico los elementos con pocos electrones en la capa de valencia (y por tanto con orbitales vacíos en la última capa). Tienen tendencia a perderlos y formar iones positivos con la configuración electrónica del gas noble anterior. Sus E.I. son bajas y sus radios grandes.

Los elementos de transición tienen tendencia a perder los dos electrones ns2 y luego otros de la subcapa d, siendo las configuraciones más estables aquéllas que tienen la subcapa d vacía o semiocupada.

Ejemplos:

[Sc] = [Ar] 4s2 3d1 [Sc3+] = [Ar]


H-77 Electroafinidad (H en kJ/mol)

He(21)

Li-58

Be(241)

B-23

C-123

N0

O-142

F-333

Ne(29)

Na-53

Mg(230)

Al-44

Si-120

P-74

S-200

Cl-348

Ar(35)

K-48

Ca(154)

Ga(-35)

Ge-118

As-77

Se-195

Br-322

Kr(39)

Rb-47

Sr(120)

In-34

Sn-121

Sb-101

Te-190

I-295

Xe(40)

Cs-45

Ba(52)

Tl-48

Pb-101

Bi-100

H2,1 Electronegatividad

Li1,0

Be1,5

B2,0

C2,5

N3,0

O3,5

F4,0

Na0,9

Mg1,2

Al1,5

Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0

K0,8

Ca1,0

Ga1,6

Ge1,8

As2,0

Se2,4

Br2,8

Rb0,8

Sr1,0

In1,7

Sn1,8

Sb1,9

Te2,1

I2,5

Cs0,7

Ba0,9

Tl1,8

Pb1,8

Bi1,9

Po2,0

At2,2

61

Metales

No metales

Gases noblesSemimetales


[Ti] = [Ar] 4s2 3d2 [Ti2+] = [Ar] 3d2 [Ti4+] = [Ar][V] = [Ar] 4s2 3d3 [V3+] = [Ar] 4s2 [V5+] = [Ar][Cr] = [Ar] 4s1 3d5 [Cr2+] = [Ar] 3d4 [Cr3+] = [Ar] 3d3 [Cr6+] = [Ar] [Mn] = [Ar] 4s2 3d5 [Mn2+] = [Ar] 3d5 [Mn6+] = [Ar] 4s1 [Mn7+] = [Ar] [Fe] = [Ar] 4s2 3d6 [Fe2+] = [Ar] 4s1 3d5 [Fe3+] = [Ar] 3d5

[Co] = [Ar] 4s2 3d7 [Co2+] = [Ar] 4s2 3d5 [Co3+] = [Ar] 4s1 3d5

[Cu] = [Ar] 4s1 3d10 [Cu+] = [Ar] 3d10 [Cu2+] = [Ar] 3d9

* Los no metales tienen muchos electrones en la última capa y tienen tendencia a completarla aceptando más. Tienen altas E.I. y gran afinidad electrónica y electronegatividad. El H tiene unos valores de estas propiedades que lo asemejan a un no metal. Forma hidruros con los metales.

* Los semimetales son elementos con propiedades intermedias. Dependiendo del tipo de enlace que forman, de con quién se combinen, se comportan como metales o como no metales

f/ La carga nuclear efectiva sobre un electrón varía en función del apantallamiento que ejercen sobre el núcleo las capas interiores de e-.

* Disminuye en un grupo, siendo mayor su valor en el electrón 2s1

que en el 7s1.

* Aumenta a lo largo de un período: Es mínima sobre el electrón ns1 de los alcalinos; a estos electrones les corresponde un campo eléctrico nuclear inferior a un protón. Un electrón ns2 np5 de los halógenos soporta una carga nuclear efectiva superior a un protón.

Ejercicio 9 .- Dados , se pide:

a/ Explica el tipo y el número de partículas que los forman. b/ Escribe tres isótopos de X. Como probablemente no conoces ninguno invéntatelos de

forma coherente y explícalos. c/ Haz un dibujo esquemático del Sistema Periódico y sitúa a ambos en él. Identifícalos. d/ Escribe las configuraciones electrónicas de X e Y; ordénalos por tamaños crecientes. e/ ¿Cómo son las E.I., A.E. y electronegatividades de X e Y? Compáralos.

Sol. a/ X = 3919K. Y = 80

35Br .b/ 3919K , 40

19K , 4119K. d/ [K] = [Ar] 4s1. [Br] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

3d10 4p5. Br < K. e/ E.I., A.E. y EN del Br > E.I., A.E. y EN del K.

Ejercicio 10 .- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a elementos neutros:

a/ 1s2 2s22p6 3s1 b/ 1s2 2s22p6 3s23p6 3d10 4s24p6 c/ 1s2 2s22p6 3s23p5

d/ 1s2 2s22p63s23p6 e/ 1s2 2s1 f/ 1s2 2s22p5

Agrúpalas de forma que cada conjunto tenga propiedades químicas similares. Para cada grupo propuesto, explica alguna de estas propiedades.

Sol. c/, f/ halógenos: Cl y F. a/, e/ alcalinos: Na y Li. b/, d/ gases nobles: Kr y Ar

Ejercicio 11.- Dibuja un sistema periódico esquemático y sitúa en él los elementos Ne, O, Na, F. Razona cuál de los elegidos tendrá:

a/ Mayor radio. b/ Mayor potencial de ionización. c/ Mayor afinidad electrónica. d/ Mayor electronegatividad.

Sol. a/ rNa > rO > rF > rNe. b/ EINe > EIF > EIO > EINa. c/ AEF>AEO>AENa>AENe. d/ ELF>ELO>ELNa>ELNe

Ejercicio 12 .- Dados los elementos A (Z = 20), B (Z = 9) y C (Z = 19) indica: a/ Su configuración electrónica. b/ Qué elementos son y el grupo y periodo a los que pertenecen.


Carga nuclear efectiva


c/ Cuál es el más electronegativo. d/ Cuál es el ión más estable que forma cada uno de ellos.

Sol. c/ EL. F > Ca > K. d/ Ca2+ F- K+

Ejercicio 13 .- Dadas las siguientes especies: Ar, K+, Cl-, S2-, Ca2+, contesta a las siguientes cuestiones explicando su criterio.

a/ Escribe su configuración electrónica. b/ Ordénalos según tamaños decrecientes explicando su criterio. c/ Ordénalos según energías de ionización crecientes

Sol. b/ rS2- > rCl- > rAr > rK+ > rCa2+. c/ EI S2- < EICl- < EIAr < EIK+ < EICa2+

Ejercicio 14 .- Escribe las configuraciones electrónicas de:a/ Cub/ Crc/ Fe3+ d/ Explica la valencia +1 de la plata e/ Explica la valencia (VI) del cromo.

Ejercicio 15.- La primera E.I. del fósforo es de 1.012 kJ·mol-1 y la del azufre de 999,5 kJ·mol-1. Explica si estos valores son los que cabe esperar y en qué forma están relacionados con la configuración electrónica de los dos elementos.

Ejercicio 16 .- Dados explica:

a/ Indica el tipo y el número de partículas que los forman. b/ Escribe tres isótopos de X. Si no conoces ninguno, invéntatelos de forma coherente. c/ Haz un dibujo esquemático del Sistema Periódico y sitúa a ambos en él. Identifícalos. d/ Escribe las configuraciones electrónicas de X e Y; ordénalos por radios atómicos. e/ Compara las E.I., afinidades electrónicas y electronegatividades de X e Y.Sol. a/ X = 16

8O. Y = 8838Sr. b/ 17

8O , 188O , 19

8O. d/ [O] = 1s2 2s22p4. [Sr] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

3d10 4p6 5s2. rSr > rO. e/ E.I., A.E. y electronegatividad del O > E.I., A.E. y electronegatividad del Sr

Ejercicio 17.- Los átomos A, B, C y D corresponden a los elementos del segundo período y tienen 1, 3, 6 y 8 electrones de valencia respectivamente. Ordénalos motivadamente según:

a/ Energía de ionización. b/ Carácter metálico. c/ Radio atómico.

Sol. a/ EINe > EIO > EIB > EILi. b/ MNe < MO < MB < MLi. c/ rLi > rB > rO > rNe

Ejercicio 18.- Identifica y escribe el símbolo y la configuración electrónica de los elementos de números atómicos 35, 36 y 37. Ordénalos razonadamente por valores crecientes de:

a/ Radios atómicos. b/ Energías de ionización. c/ Afinidades electrónicas. d/ Electronegatividades.

Sol. a/ rRb > rBr > rKr. b/ EIKr > EIBr > EIRb. c/ AEBr > AERb > AEKr. d/ ELBr > ELRb > ELKr

Ejercicio 19.- Sitúa en un sistema periódico esquemático los elementos S, K, Cl, Ar, Li, Ca. Razona cuál de ellos tendrá:

a/ Mayor radio. b/ Mayor energía de ionización. c/ Mayor afinidad electrónica. d/ Mayor electronegatividad.



Sol. a/ rK > rLi > rCa > rS > rCl > rAr. b/ EIAr > EICl > EIS > EICa > EILi > EIK. c/ AECl > AES > AELi > AEK > AENe > AECa d/ d/ ELCl > ELS > ELLi > ELCa > ELK

Ejercicio 20 .- Escribe la configuración electrónica de los elementos sodio, potasio, flúor y cloro. Ordénalos de forma razonada según valores crecientes de:

a/ Su radio atómico. b/ Su primera energía de ionización. c/ Su electronegatividad.

Sol. a/ rK > rNa > rCl > rF. b/ EI F > EICl > EINa > EIK . c/ EL F > ELCl > ELNa > ELK

Ejercicio 21 .- Dadas las siguientes especies: Ne, K+, F-, O2-, Na+ a/ Escribe su configuración electrónica. b/ Ordénalos razonadamente según tamaños decrecientes de sus radios. c/ Ordénalos según energías de ionización crecientes, explicando tu criterio.

Sol. b/ rO2- > rF- > rNe > rK+ > rNa+. c/ EIO2- < EIF- < EINe < EIK+ < EINa+

Ejercicio 22 .- Dadas las siguientes especies: Kr, Rb3+, Br2-, Se3-, Sr4+. a/ Escribe su configuración electrónica. b/ Ordénalos razonadamente según tamaños decrecientes de sus radios. c/ Ordénalos según energías de ionización crecientes, explicando tu criterio.

Sol. b/ rSe3- > rBr2- > rKr > rRb3+ > rSr4+. c/ EISe3- < EIBr2- < EIKr < EIRb3+ < EISr4+

Ejercicio 23.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas más externas:a/ ns1 b/ ns2 np1 c/ ns2 np3 d/ ns2 np6

Identifica los elementos de cada uno de los grupos anteriores hasta n = 3. Explica cuáles serán los estados de oxidación más estables de esos elementos y sus propiedades químicas más significativas.

Ejercicio 24 .- Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos La y Ce. Haz lo mismo con el Gadolinio. ¿Qué tienen de especial cada una?

Ejercicio 25.- Escribe cinco especies químicas distintas pero que sean isoelectrónicas y que posean 10 electrones. Justifica a qué elementos químicos corresponden.

Sol. Ne, F-, O2-, Na+, Mg2+

Ejercicio 26.- Dadas las configuraciones electrónicas para átomos neutros: M = 1s2 2s2 2p6

3s1. N = 1s2 2s2 2p6 5s1. Explica cada una de las siguientes afirmaciones e indica si alguna de ellas es falsa:

a/ La configuración N corresponde al átomo de rubidio. b/ M y N representan elementos diferentes. c/ Para pasar de la configuración M a la N se necesita energía.

Ejercicio 27.- Ordena razonadamente las especies: O; O2-; Cl; Cl- por tamaños crecientes.Sol.: O < Cl < Cl- < O2-

Ejercicio 28.- Dadas las siguientes especies: H, He+ y Li2+, a/ Escribe sus configuraciones electrónicas. b/ ¿A cuál es más fácil quitarle un electrón? c/ ¿Cuál presenta menor radio? Explícalo.

Ejercicio 29.- Los átomos A, B, C y D corresponden a elementos del mismo período y tienen 1, 3, 5 y 7 electrones de valencia. Contesta razonadamente:

a/ ¿Qué elemento tendrá mayor energía de ionización?b/ ¿Cuál tendrá mayor carácter metálico?



c/ ¿Y mayor radio atómico?

Ejercicio 30.- Explica: a/ El H y del Te tienen la misma electronegatividad: 2,1 ¿Qué significado tiene?b/ La afinidad electrónica del Cl es -348 kJ/mol y la del F -333 kJ/mol. Interpreta este hecho

experimental.

Ejercicio 31.- Consulta la tabla de la página 58 y representa gráficamente los valores que se piden y justifica teóricamente las gráficas obtenidas:

a/ Energías de Ionización sucesivas del Al. Justifica teóricamente la gráfica obtenida. b/ Radio atómico de los elementos del 4º período. Justifica teóricamente el resultado. c/ Radio atómico de los elementos de los grupos I-A, IV-A y VIII-A. d/ Radio atómico frente a masa para los grupos V-B, VI-B y VII-B. ¿Cómo varía la masa por

unidad de volumen?

Ejercicio 32.- Halla las masa atómicas del los elementos considerados.

Sol. Ti = 47,867. Ne = 20,1797. U = 238,0289. C = 12,0107. O = 15,9994. S = 32,065.

Ejercicio 33.- Compara los valores de las propiedades periódicas (radio, energía de ionización electronegatividad) del H con las de los alcalinos y los halógenos. Extrae consecuencias.


Isótopo Masa isotópica (u) Abundancia %46Ti 45,952633 7,9347Ti 46,951760 7,2848Ti 47,947948 73,9449Ti 45,947867 5,5150Ti 45,944789 5,3420Ne 19,99244 90,921Ne 20,99385 0,2622Ne 21,99138 8,82234U 234,0409 0,006235U 235,0439 0,72238U 238,0508 99,27

Isótopo Masa isotópica (u) Abundancia12C 12,0000000 98,9313C 13,0033548378 1,0714C 14,00324198816O 15,9949146221 99,75717O 16,99913150 0,03818O 17,9991604 0,20532S 31,97207069 94,9333S 32,97145850 0,7634S 33,96786683 4,2935S 35,96708088 0,02

65


Lección 4. Sistema periódico. Propiedades periódicas 66

1

2

3

4

5

7

6

IA IIA IIIA IVA VA VIA

d

VIIA VIIIA

p s


1 H 1.312,0 53

2,08(-1)±1

1s1

2 He 2.372,3 31 5.250,5

1s2

3 Li 520,2 167 7.298,1 60(+1) 11.815,0 +1

1s22s1

11 Na 495,8 190 4.562 95(+1) 6.910,3 +1

[Ne]3s1

19 K 418,8 243 3.052 133(+1) 4.420 +1

[Ar]4s1

37 Rb 403 265 2.633 148(+1) 3.860 +1

[Kr]5s1

55 Cs 375,7 298 2.234,3 169(+1) 3.400 +1

[Xe]6s1

87 Fr 380

176(+1)+1

[Rn]7s1

4 Be 899.5 112 1.757,1 31(+2) 14.848,7 +2

1s22s2

12 Mg 737,7 145 1.450,7 65(+2) 7.732,7 +2

[Ne]3s2

20 Ca 589,8 194 1.145,4 99(+2) 4.912,4 +2

[Ar]4s2

38 Sr 549,5 219 1.064,2 113(+2) 4.138 +2

[Kr]5s2

56 Ba 502,9 253 965,2 135(+2) 3.600 +2

[Xe]6s2

88 Ra 509,3 979 140(+2)

+2

[Rn]7s2

21 Sc 633,1 184 1.235 81(+3) 2.388,6 +3

[Ar]4s23d1

57 La 538,1 1.067 115(+3) 1.850,3 +3

[Xe]6s25d1

89 Ac 499 1.170 118(+3)

+3

[Rn]7s26d1

22 Ti 658,8 176 1.309,8 68(+4) 2.652,5 2,3,4

[Ar]4s23d2

23 V 651 171 1.414 74(+3) 2.830 2,3,4,5

[Ar]4s23d3

24 Cr 653 1661.591 69(+3) 2.987 2,3,4,5,6

[Ar]4s13d5

Mn717 1611.509 80(+2)3.2482,3,4,6,7

[Ar]4s23d5

26 Fe 762,5 156 1.562 64(+3) 2.957 2,3

[Ar]4s23d6

27 Co 760.4 152 1.648 63(+3) 3.232 2,3

[Ar]4s23d7

28 Ni 737 149 1.753 78(+2) 3.395 2,3

[Ar]4s23d8

29 Cu 745,5 145 1.957,9 69(+2) 3.555 1,2

[Ar]4s13d10

30 Zn 906,4 142 1733.3 74(+2) 3.833 2

[Ar]4s23d10

47 Ag 731 165 2.070 126(+1) 3.361 1

[Kr]5s14d10

79 Au 890 174 1.980 137(+1)

1,3

6s14f145d10

48 Cd 867,8 161 1.631,4 97(+2) 3.616 2

[Kr]5s24d10

80 Hg 1.007 171 1.810 110(+1) 3.300 1,2

6s24f145d10

10 Ne 2.080,7 38 3.952,3 6.122

1s22s22p6

18 Ar 1.520,6 71 2.665,8 3.931

[Ne]3s23p6

36 Kr 1.350,8 88 2.350,4 3.565

4s23d104p6

54 Xe 1.170,4 108 2.046,4 3.099,4

5s24d105p6

86 Rn 1.037 120

6s24f145d106p6

81 Tl 589,4 156 1.971 95(+3) 2.878 1,3

6s24f145d106p1

6 C 1.086,5 67 2.352,6 15(+4) 4.620,5 2,±4

1s22s22p2

14 Si 786,5 111 1.577 41(+4) 3.231,6 4

[Ne]3s23p2

32 Ge 762 125 1.537,5 53(+4) 3.302 4

4s23d104p2

50 Sn 708,6 145 1.412 71(+4) 2.943 2,4

5s24d105p2

13 Al 577,5 118 1.817 50(+3) 2.745 3

[Ne]3s23p1

31 Ga 578,8 136 1.979 62(+3) 2.963 3

4s23d104p1

49 In 558,3 156 1.821 81(+3) 2.704 3

5s24d105p1

82 Pb 715,6 154 1.450,5 120(+2) 3.081,5 2,4

6s24f145d106p2

7 N 1.402,3 56 2.856 171(-3)4.578 1,2,3,4,5

1s22s22p3

15 P 1.011,8 98 1.907 34(+5) 2.914 ±3,5

[Ne]3s23p3

5 B 800.6 87 2.427 20(+3) 3.660 3

1s22s22p1

33 As 947 114 1.798 47(+5) 2.735 ±3,5

4s23d104p3

51 Sb 834 133 1.595 62(+5) 2.440 ±3,5

5s24d105p3

83 Bi 703 143 1.610 120(+3) 2.466 3,5

6s24f145d106p3

8 O 1.314 48 3.388,3 140(-2) 5.300,5 -2

1s22s22p4

16 S 999.6 88 2.252 184(-2) 3.357 ±2,4,6

[Ne]3s23p4

34 Se 941 103 2.045 198(-2) 2.973,7 ±2,4,6

4s23d104p4

52 Te 869,3 123 1.790 221(-2) 2.698 ±2,4,6

5s24d105p4

84 Po 812,1 135

4,66s24f145d106p4

9 F 1.681 42 3.374,2 136(-1) 6.050,4 -1

1s22s22p5

17 Cl 1.251,2 79 2.298 181(-1) 3.822 ±1,3,5,7

[Ne]3s23p5

35 Br 1.140 94 2.103 195(-1) 3.470 ±1,3,5,7

4s23d104p5

53 I 1.008,4 115 1.846 216(-1) 3.180 ±1,3,5,7

5s24d105p5

85 At 920 127

6s24f145d106p5

39 Y 600 212 1180 93(+3) 1980 +3

[Kr]5s24d1

40 Zr 640 206 1.270 80(+4) 2.218 2,3,4

[Kr]5s24d2

41 Nb 652 198 1.380 70(+5) 2.416 2,3,4,5

[Kr]5s14d4

73 Ta 761 200 1.500 73(+5)

2,3,4,5

6s24f145d3

42 Mo 684 190 1.560 62(+6) 2.618 2,3,4,5,6

[Kr]5s14d5

74 W 770 193 1.700 64(+4)

2,3,4,5,6

6s14f145d5

43 Tc 702 183 1.470 2.850 7

[Kr]5s14d6

75 Re 760 188 1.260 2.510 2,4,6,7

6s24f145d5

44 Ru 710 178 1.620 69(+3) 2.747 2,3,46,8

[Kr]5s14d7

45 Rh 720 173 1.740 86(+2) 2.997 2,3,4,6

[Kr]5s14d8

46 Pd 804,4 169 1.870 50(+2) 3177 2,4

[Kr]4d10

76 Os 840 185 1.600 67(+4)

2,3,46,8

6s24f145d6

77 Ir 880 180 1.600 66(+4)

2,3,4,6

6s24f145d7

78 Pt870 1771.791 52(+2)

2,4

6s14f145d9

f

58 Ce

101(+4)3,4

[Xe]6s25d14f1

59 Pr247

109(+3)3,4

[Xe]6s24f3

60 Nd206

109(+3)3

[Xe]6s24f4

61 Pm205

106(+3)3

[Xe]6s24f5

62 Sm238

104(+3)2,3

[Xe]6s24f6

63 Eu231

112(+2)2,3

[Xe]6s24f7

64 Gd233

102(+3)3

[Xe]6s24f75d1

65 Tb225

100(+3)3,4

[Xe]6s24f9

66 Dy228

99(+3)3

[Xe]6s24f10

67 Ho226

97(+3)3

[Xe]6s24f11

69 Tm222

95(+3)2,3

[Xe]6s24f13

70 Yb222

113(+2)2,3

[Xe]6s24f14

71 Lu217

93(+3)3

[]6s24f145d1

68 Er226

96(+3)3

[Xe]6s24f12

90 Th

95(+4)+3

[Rn]7s26d2

91 Pa

91(+4)4,5

[Rn]7s26d15f2

93 Np

109(+3)3,4,5,6

[Rn]7s26d15f4

94 Pu

107(+3)3,4,5,6

[Rn]7s25f6

95 Am

106(+3)3,4,5,6

[Rn]7s25f7

96 Cm

3

[Rn]7s26d15f7

97 Bk

3,4

[Rn]7s26d15f8

98 Cf

3

[Rn]7s25f10

99 Es

[Rn]7s25f11

101 Md

[Rn]7s25f13

102 No

[Rn]7s25f14

103 Lr

[]7s25f145d1

100 Fm

[Rn]7s25f12

92 U

111(+3)3,4,5,6

[Rn]7s26d15f3

72 Hf 658,5 208 1.440 81(+4) 2.250 2,3,4

6s24f145d2

3 Li 520,2 167 7.298,1 60(+1) 11.815,0 +1

1s22s1

Energía de ionización (kJ/mol)

Estructura electrónica

Radio atómico (pm)Radio iónico (nº oxidación)Números de oxidación

Número atómico Elemento

1ª2ª3ª

1 pm = 10-12 m


Lección 5.- El enlace químico

1.- Enlace químico.

Se llama así a la unión estable, debida a fuerzas eléctricas, que se produce entre especies químicas (átomos, iones o moléculas).

* Si dos especies químicas se aproximan, sus nubes electrónicas y sus núcleos interaccionan mediante fuerzas eléctricas de atracción y repulsión.

* Todos los sistemas tienden a la mínima energía. Si al aproximarse se origina una disminución apreciable de la energía potencial del sistema, lo que ocurre para una distancia de equilibrio r0, entonces se dice que se ha formado un enlace químico, creándose una estructura más estable.

* La energía desprendida se llama energía de enlace. Para separarlas de nuevo se requiere un aporte energético igual a la energía desprendida, llamada ahora energía de disociación.

2.- Teoría de Lewis (y Kossel) del enlace químico

a/ Supone que en la formación de los enlaces intervienen los electrones de los átomos que se enlazan. De los valores de las propiedades periódicas (E.I., A.E. EN) Lewis deduce que:

i/ Sólo los e- de la última capa tienen E.I. accesibles en las reacciones químicas. Por eso a la última capa se le llama capa de valencia; contiene los e- que originan la valencia del elemento.

ii/ La configuración electrónica de un gas noble es la más estable: ns2 np6. (E.I. máxima en cada grupo; no aceptan electrones y tienen A.E. muy positiva; no tienen electronegatividad).

iii/ Regla del octeto. Los átomos tienden a adquirir 8 electrones en su capa exterior que es la configuración electrónica muy estable de un gas noble. Lo hacen aceptando e- (A.E. grandes en los no metales), perdiéndolos (E.I. bajas en los metales) o compartiendo pares de e- con otros átomos.

b/ Diagramas de Lewis. Es un método gráfico que permite representar los enlaces entre átomos en sustancias iónicas y covalentes, explicando la distribución electrónica en la molécula y su orden de enlace. Consiste en representar un elemento con su símbolo rodeado por los e- de la capa de valencia situados por pares en los cuatro orbitales ns npx npy npz, puesto que las capas interiores no participan en el enlace. En el llenado, primero se semiocupan las subcapas, respetándose el Principio de Hund.

1s1 1s2 [He] 2s1 [He] 2s2 [He] 2s2 2px1 [He] 2s2 2px

1 2py1

[He] 2s2 2px1 2py

1 2pz1 [He] 2s2 2px

2 2py1 2pz

1 [He] 2s2 2px2 2py

2 2pz1 [He] 2s2 2px

2 2py2 2pz

2

c/ Limitaciones de la teoría de Lewis. No explica la geometría molecular (ángulos y distancias de enlace), propiedades magnéticas, ni permite realizar cálculos de energías de enlace. Muchas sustancias no cumplen la regla del octeto: BeCl2, BF3, PCl5, SF6, etc. Los elementos de transición la incumplen siempre y los enlaces metálicos no se pueden representar.

d/ Al añadir los conceptos de resonancia, hipo e hipervalencia y la teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV) resulta muy útil para representar moléculas.


Be

Distancia

Energía potencial Energía potencial

repulsiva (de los núcleos entre sí y

de e- entre sí)

Energía potencial atractiva (entre núcleos y e-)

Energía potencial resultante

Epmín

r0

HeH Li B C

N O F Ne


3.- Enlace iónico

Se forma cuando un átomo cede electrones a otro, adquiriendo ambos la configuración más estable de gas noble. Los iones resultantes se atraen con fuerzas electrostáticas. Ejemplo: Na Cl.

+ +

[Ne] 3s1 [Ne] 3s2 3px2 3py2 3pz

1 [Ne] [Ar]

a/ Se produce entre elementos cuya diferencia de electronegatividad es grande, básicamente entre metales y no metales. Poseen este enlace casi todos los halogenuros, sales y óxidos metálicos.

Al aproximar un elemento no metálico electronegativo (pequeño, que atrae fuertemente la corteza electrónica de otros átomos) a otro metálico electropositivo, (de mayor tamaño, con pocos electrones en la capa de valencia y débilmente atraídos) resulta favorable energéticamente la transferencia de uno o más electrones del segundo al primero, creándose iones de carga contraria.

A continuación estos iones se atraen por fuerzas electrostáticas muy intensas (ley de Coulomb: F = K·Q·q/d2) formando una red cristalina tridimensional muy estable que debe ser neutra.

* Electrovalencia o valencia iónica es el número de e- aceptados o cedidos por un átomo. Puede ser positiva (la del Na es +1) o negativa (la del Cl es -1).

b/ La geometría de la red se determina mediante difracción de rayos X por los cristales. El tipo de red depende del tamaño relativo de los iones y de su carga.

* Celda elemental es el grupo iónico más pequeño que se repite de forma indefinida a lo largo del cristal.

En el primer dibujo se representa la celda del NaCl, que es una red cúbica centrada en las caras; el ión central (son intercambiables) está en un hueco octaédrico, rodeado por 6 iones de signo contrario. El segundo representa la celda del CsCl, que es una red cúbica centrada en el cuerpo.

* Índice de coordinación es el número de iones de un signo que rodean a un ión de signo contrario. I. C. (NaCl) = 6:6 I. C. (CsCl) = 8:8

c/ Propiedades

i/ Estado físico. Sólidos. No forman moléculas (no existen parejas NaCl libres), sino redes iónicas tridimensionales. La fórmula indica la proporción en que se encuentran los iones en el cristal.

ii/ Puntos de fusión y ebullición. Altos. Es precisa mucha energía para destruir la red cristalina; tanto mayor cuanto mayores sean las cargas o menor la distancia entre ellas.

* La energía de red es la energía potencial eléctrica desprendida en la formación de 1 mol de compuesto a partir de los iones gaseosos. Es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional a la distancia entre ellos (suma de sus radios iónicos: d = r+ + r-).

Ep = Ured = - K·Q·q/d

A menores radios de los iones, menor es el denominador y mayor la energía desprendida; cuanto mayores son las cargas de los iones, mayor es el numerador y mayor la energía de red.


Compuesto Ured (kJ/mol) P.F. (ºC)

LiF 1.036 870

LiI 758

NaF 922 993

NaCl 787 801

NaBr 752 750

NaI 704 662

MgCl2 2.326 714

CaCl2 2.223 782

MgO 3.890 2.800

CaO 3.511 2.570

SrO 2.430

Al2O3 15.916

68

Cl-

Na+

Cl-

Cs+

Cl Na+Na Cl-


iii/ Propiedades mecánicas. * Son duros. Oponen resistencia a ser rayados, es decir, su

enlace es más fuerte que el de la sustancia rayada, que es más blanda y sus enlaces se rompen antes.

* Son frágiles. Al recibir un golpe se puede desplazar una capa de iones sobre otra de forma que se enfrenten iones del mismo signo; la fuerza repulsiva entre ellos hace que se rompa en láminas (se exfolie). Lo contrario de frágil es plástico o maleable, lo que al recibir golpes o bajo presión se deforma sin romperse.

iv/ Solubilidad. Son solubles en disolventes polares como el agua e insolubles en disolventes apolares (benceno, éter, etc.).

El H2O forma moléculas angulares (104,5º) con forma de cruasán; debido a la diferencia de electronegatividad, los átomos de H (cuernos del croissant) tienen una carga parcial positiva (+) y el O (que atrae con más fuerza a los dos pares de enlace), soporta una carga parcial negativa (-).

* Disolución de una sal. Las moléculas de agua rodean con sus extremos positivos a los iones negativos de la superficie del cristal, (y con el extremo negativo a los iones positivos de la red) creando un campo eléctrico tan intenso que la fuerza resultante es capaz de arrancar al ión de la red, y transportarlo a la disolución, rodeado por una atmósfera de coordinación de moléculas de agua.

En el proceso se desprende la energía de hidratación. En general, las sales son tanto más solubles en agua cuanto menor es la energía de red.

v/ Conductividad eléctrica. No conducen la corriente en estado sólido (los iones están fijos en la red), pero sí en fundido o en disolución, porque bajo la acción de un campo eléctrico los iones se trasladan a los electrodos donde sufren el cambio químico llamado electrolisis.

Ejercicio 1.- Ordena razonadamente las sustancias: LiF, RbBr, KCl, CsI. a/ Por puntos de fusión crecientes. b/ Por su solubilidad en agua creciente.

Sol. a/ CsI<RbBr<KCl<LiF. b/ LiF<KCl<RbBr<CsI

Ejercicio 2.- Ordena razonadamente las sustancias: CaO, BaO, Na2O, KI. a/ Por puntos de ebullición crecientes. b/ Por sus energías de red crecientes.

Sol. a/ KI<Na2O<BaO<CaO. b/ KI<Na2O<BaO<CaO

Ejercicio 3.- Explica como prevés que sea la solubilidad de las siguientes sales en agua. Al2O3, MgF2, BeO, CsI, FeCl3.

Sol. Al2O3 < BeO < FeCl3 < MgF2 < CsI

4.- Enlace covalente

* Según Lewis, dos átomos forman un enlace covalente cuando comparten uno o más pares de electrones hasta alcanzar ambos configuración de gas noble. Esto disminuye su energía potencial eléctrica, desprendiéndose energía y estabilizándose la estructura.

* Según la teoría de enlace-valencia que usa la ecuación de onda de la mecánica cuántica, los enlaces se forman por superposición de dos orbitales atómicos semiocupados de dos átomos, con electrones de spines opuestos, dando un par compartido que se ubica en un orbital común situado entre los dos núcleos. (Otra teoría cuántica de enlace es la teoría de Orbitales Moleculares).


- - - - - -

-+ +

+ ++

+ + -

- -

- -

- +++

+ ++ + -

--

- -

- - - -

- -

- -

- +

+ +

+

+ ++

+ +

++ +

+ + -

- + - + -

+

H H O + +

104,5º


a/ Se produce al combinarse elementos no metálicos entre sí, porque la diferencia de electronegatividad es pequeña. Al medir las distancias de enlace se determinan los radios covalentes.

* Covalencia o valencia covalente es el número de pares compartidos por un elemento.

b/ Tipos de enlace covalente. Representaciones de Lewis

i/ Puro o apolar . Dos átomos iguales (con la misma electronegatividad) atraen al par de electrones con la misma fuerza y los sitúan en el centro geométrico de la molécula. El campo eléctrico en el exterior de la molécula es cero, agotándose la capacidad de enlace. La molécula es apolar. Ejemplos:

* La molécula de hidrógeno H2. El átomo de H, con configuración 1s1, tiene tendencia a adquirir configuración del He = 1s2. Para ello, dos átomos de H pueden compartir su electrón: H-H

* La molécula de Cl2. El Cl, con configuración [Ne] 3s2 3px

2 3py2 3pz

1, tiene tendencia a adquirir configuración de [Ar]. Para ello, dos átomos de Cl comparten su electrón 3pz

1. El resto de electrones son pares no enlazantes:

ii/ Polar. Cuando los átomos que se enlazan tienen distinta electronegatividad, el par se sitúa más cerca del átomo más electronegativo. Aparecen unas cargas parciales tanto mayores cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad. El momento dipolar de un enlace es igual al valor de una de las cargas parciales multiplicado por la distancia entre ellas. = q·d

Ejemplos:

* HCl. El H comparte su e- y adquiere configuración de He; el Cl aporta su e- al enlace y se convierte en [Ar].

Como el Cl es más electronegativo (3) que el H (2,1), atrae al par compartido con más fuerza y no se sitúa en el punto medio entre los núcleos. Según Pauling un enlace tiene un 50% de carácter iónico cuando la diferencia de electronegatividad es de 1,7. 50/1,7 = x/0,9 x = 26,5 %. La molécula resultante es polar, posee una carga parcial negativa - sobre el Cl y una carga parcial positiva igual + sobre el H.

* H2O. La electronegatividad del O = 3,5 y la del H = 2,1. Según Pauling: 50/1,7 = x/1,4 x = 41,2 % de carácter iónico. Todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos, con altos P.F., etc.; el agua no.

[O] = [He] 2s2 2px2 2py

1 2pz1, posee dos e- en dos orbitales semiocupados que comparte con

los e- de dos átomos de H. Se producen dos enlaces covalentes polares, y como la molécula es angular (104,5º) posee un gran momento dipolar molecular.

* NH3. * CH4. * CCl4. [N] = [He] 2s2 2px

1 2py1 2pz

1 [C] = [He] 2s1 2px1 2py

1 2pz1 [Cl] = [Ne] 2s2 2px

2 2py2 2pz

1

iii/ Coordinado. El par de electrones compartido los aporta el mismo átomo. El enlace formado es indistinguible de los demás (la distancia y la energía de enlace es idéntica). Ejemplos:

Ión hidronio: H3O+ Ión amonio NH4+ Ácido sulfuroso H2SO3


+ Cl Cl Cl Cl

H H H H +

H

H

H

C H

H N

H

H

Cl

Cl

Cl

Cl

C

+H N

H

H

H +

H H O

H

S O O

O

H H

- + H Cl

H H O


Ejercicio 4.- Representa los diagramas de Lewis de: a/ Cl2O. b/ Cl2O3. c/ Cl2O5. d/ Cl2O7. e/ HClO. f/ HClO2. g/ HClO3. h/ HClO4. ¿Cómo son los aniones de los ácidos?

Ejercicio 5.- Representa los diagramas de Lewis de: a/ H3PO3. b/ PO43–. c/ SO4

2–. d/ H4P2O5. e/ P2O7

4–. f/ H2S2O7.

Las moléculas de los ácidos en disolución acuosa se ionizan (son electrólitos); cada enlace O-H que se rompe produce un protón, que acepta el agua, dando H3O+: H2O + HClO H3O+ + ClO-

iv/ Múltiple. Dos átomos pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, produciendo un enlace sencillo, doble o triple.

* Distancia de enlace es la distancia media entre los núcleos de dos elementos en un enlace. * Ángulo de enlace es el ángulo determinado por tres átomos enlazados consecutivamente.* Energía de enlace es la energía desprendida en la formación de 1 mol de esos enlaces.* Orden de enlace es el nº de pares compartidos: sencillo, doble, triple y fraccionario.

Ejercicio 6.- Dibuja la estructura de Lewis de: a/ O2, b/ CO2, c/ N2, d/ C2H2, e/ CN–, f/ NO+, g/ CO, h/ N3

–, i/ N2O, j/ NO2+, k/ C2H4, l/ CH3-COOH, m/ N2O3, n/ N2O5, n/ H2CO3, o/ H2SO2, p/ C3H8.

Agrupa las especies que son isoelectrónicasSol.: N2, C2H2, CN–, NO+, CO. CO2, N3

–,N2O, NO2+. O2, C2H4

v/ Excepciones a la teoría del octeto a/ Por hipovalencia al no alcanzarse el octeto: i/ BeCl2. ii/ BF3

b/ Por hipervalencia al sobrepasarse el octeto: i/ I3–. ii/ ClF3. iii/ PCl5. iv/ SF6.

Ejercicio 7.- Representa la estructura de Lewis de las sustancias anteriores sabiendo que no cumplen con la teoría del octeto.

c/ Geometría molecular

Los ángulos y distancias de enlace no se pueden medir o calcular con la teoría de Lewis. Una aproximación cualitativa se obtiene aplicando la teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV) que se basa en los postulados siguientes:

* En la mecánica cuántica, los orbitales s tienen simetría esférica y son adireccionales; los 3 orbitales p se dirigen en las tres direcciones del espacio formando entre sí ángulos de 90º. Los ángulos de enlace deberían estar determinados por las direcciones de los orbitales en el espacio.

* Esta geometría inicial se deforma por efecto de la RPECV y del volumen. Los grupos de e-

(pares solitarios o no enlazantes y pares compartidos o enlazantes en número de 1, 2 ó 3) se repelen entre sí, situándose en torno al átomo central de la forma más distante posible. Se llama número estérico de un átomo en un compuesto al número de grupos de e- situados alrededor de ese átomo en su capa de valencia y es igual a la suma de los enlaces formados más los pares solitarios.

* La repulsión entre los pares solitarios es más intensa y ocupan más espacio; obliga a que los pares compartidos en los enlaces se aproximen, por lo que los ángulos de enlace se cierran.

Las geometrías obtenidas coinciden con lo observado mediante difracción de rayos X:

i/ Cuando existen dos grupos de electrones en torno del átomo central, se repelen y se separan todo lo que pueden, colocándose en lados opuestos del átomo central. Los ángulos de enlace son de 180º y las moléculas lineales.

Número estérico n.e. = 2. Ej: BeCl2, H – C C - H, O = C = O, H - C ≡ N.


H C CH


ii/ Si hay tres grupos de electrones en torno del átomo central, la forma mediante la cual se encuentran más separados es un triángulo equilátero, en cuyo centro está el átomo central. Dan lugar a moléculas planas con ángulos de enlace de 120º. n.e. = 3. Ejemplos: BF3, C2H4.

iii/ Si en torno del átomo central hay cuatro grupos de electrones, se repelen hasta situarse en los vértices de un tetraedro, con el átomo central en el centro del mismo. Forman moléculas tetraédricas, con ángulos de enlace de 109,5º. n.e. = 4. Ejemplos: CH4, CCl4, NH3, NH4

+, H2O, H3O+, H2S

Sólo los núcleos producen figuras de difracción de rayos X, (los pares solitarios no se “ven”) por lo que, la geometría observada es la de los dibujos. Se advierte que el ángulo de enlace de 109,5º, tetraédrico, se va cerrando al aumentar el número de pares no enlazantes.

iv/ Si en torno del átomo central hay cinco grupos de electrones, se repelen hasta situarse tres en el mismo plano que el átomo central, un cuarto encima y el último debajo, formando una bipirámide trigonal con ángulos de 120 y 90º. n.e. = 5. Ejemplo: PCl5

v/ Si hay seis grupos de electrones en torno del átomo central, se sitúan de forma octaédrica con el átomo central en el centro. Todos los ángulos de enlace son de 90º. n.e. = 6. Ejemplo: SF6

Ejercicio 8.- Utilizando la teoría de la RPECV deduce la geometría de las moléculas de los ejercicios 4, 5, 6 y 7. Determina sus órdenes de enlace.

Sol.: Lineal CO2, N2O, NO2+, N3

– y C2H2. Triangular (ángulos de 120º) el N de N2O3 y N2O5, el C oxidado de CH3-COOH, de H2CO3 y los dos C del C2H4. Resto tetraedros. Orden de enlace: nº de pares compartidos entre dos átomos.

d/ Polaridad de los enlaces y momento dipolar molecular

Al aplicar las teorías de Lewis-RPECV se obtienen geometrías moleculares que se confirman experimentalmente por difracción de rayos X y por medidas del momento dipolar molecular.

La polaridad de un enlace depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos. La suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces es el momento dipolar molecular.

Ejemplos:

* Cl2 : = 0 por ser el enlace apolar. El HF es polar.

* CO2 : = 0, porque: i/ Aunque los enlaces son polares, ii/ la molécula es lineal, y iii/ la suma de los dos momentos dipolares es cero por ser iguales y de sentido contrario.

* H2O : ≠ 0, tiene dos enlaces polares que forman un ángulo de 104,5º. El momento dipolar molecular es su suma vectorial; tiene un valor grande.


H H

O

104,5º H

H

H N

107,3º

Pirámide trigonal Angular

C

H

H

H

H

109,5º

C

Cl

Cl

Cl

Cl

109,5º

Tetraedros perfectos

F

F

S F

F

F

F

Octaedro

Cl

Cl

Cl Cl

Cl

P

Bipirámide trigonal

120º

B

F F

F


* BF3 : = 0. Los tres enlaces son muy polares (4 – 2) pero el momento dipolar molecular que es su suma vectorial, da como resultante cero.

* CCl4, = 0. (3,5 – 2,1) los cuatro enlaces son bastante polares, pero su resultante, suma vectorial de cuatro vectores dirigidos en direcciones tetraédricas, es cero. Los enlaces son polares pero la molécula es apolar. El CHCl3 es polar.

* CH4, (2,5 – 2,1) hace que el enlace sea poco polar, lo que explica la falta de reactividad, la inercia química de las cadenas de hidrocarburos.

Ejercicio 9.- A partir de la estructura de Lewis y de la teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV), explica la geometría de las moléculas, si existen enlaces polares y el valor del momento dipolar molecular.

a/ SiH4 c/ SCl2 e/ O=N-Cl g/ BCl3b/ CH3Cl d/ CS2 f/ PCl3 h/ C2Cl4

Ejercicio 10.- Las moléculas NF3 y BF3 tienen diferente geometría molecular. Dibuja sus estructuras de Lewis, explica sus diferencias estructurales y su momento dipolar molecular.

e/ Tipos de sustancias. El enlace covalente es un enlace fuerte que da lugar a dos tipos de sustancias con muy distintas propiedades:

i/ Sustancias moleculares Se forman cuando un grupo pequeño de átomos saturan todas sus valencias covalentes entre

sí, formando una molécula independiente.* En estado sólido, la unidad estructural es la molécula, situadas en los nudos de la red

cristalina. Al fundirse, se superan las fuerzas intermoleculares (no los enlaces covalentes, que son muy fuertes y requieren temperaturas mucho más altas para romperse) y aparecen moléculas.

* Tienen puntos de fusión y ebullición bajos porque las fuerzas intermoleculares son débiles; por ello son blandos, maleables. A Tª ambiente son gases o líquidos volátiles o sólidos que subliman.

* No conducen la corriente ni en sólido ni en fundido o disolución, ya que no tienen electrones libres ni forman iones (salvo los electrólitos: moléculas polares que al disolverse en agua producen iones, como por ejemplo los ácidos).

* Si el momento dipolar molecular es pequeño, son solubles en disolventes apolares como el éter, benceno o sulfuro de carbono. Si es grande, se disuelven en disolventes polares.

ii/ Redes covalentes Un número muy elevado de átomos forman enlaces covalentes entre sí, y lo hacen creando

una red tridimensional de enlaces entre ellos. La fórmula indica la proporción de átomos en el cristal.* Se produce una gran macromolécula con puntos de fusión y ebullición muy altos, elevada

dureza (los enlaces covalentes son tanto más fuertes cuanto menor es la longitud de los enlaces, es decir, entre los átomos del 2º período) no siendo conductores de la electricidad ni solubles en ningún disolvente. Al fundir, los elementos estructurales que aparecen son átomos.

* No conducen la corriente eléctrica porque todos los electrones están fijos en los enlaces covalentes: si se desplazaran se rompería el enlace, y eso requiere mucha energía.

* Excepcionalmente, el grafito es conductor porque por encima y por debajo de los hexágonos hay densidad electrónica que se puede desplazar como en un metal.

Ejemplos:


Momento dipolar molecular (D)(1 Debye = 3,3·10-30 C·m)

Sustancia D Sustancia D

H2O 1,84 HF 1,91

H2S 1,10 HCl 1,03

SO2 1,6 CO2 0

NH3 1,5 CCl4 0

HCN 2,95 BF3 0

HBr 0,79 HI 0,38

73

C

Cl

Cl

Cl

Cl

109,5º

120º

B

F F

F


C(diamante) C(grafito) SiC SiO2

Ejercicio 11.- Explica todos los enlaces existentes, dibuja la estructura de Lewis y explica la geometría molecular de las sustancias: a/ (NH4)2CO3. b/ Na2SO4.

5.- Enlace metálico

a/ Modelo de la nube electrónicaUn metal está formado por una red tridimensional muy compacta en cuyos nudos se

encuentran los núcleos de los átomos rodeados por las capas interiores de los electrones; son esferas cargadas que crean un campo eléctrico uniforme. Los orbitales de la capa de valencia de todos los átomos se superponen (cada uno con los de los vecinos) comunicándose todos ellos. Los electrones de la capa de valencia dejan de pertenecer a cada átomo y se mueven libremente pasando de un orbital al vecino dentro de la red de iones positivos del metal, evitando la repulsión entre ellos y estabilizando la red.

* La teoría de Lewis no puede justificar este enlace. Se trata de una compartición cooperativa con defecto de electrones, en la que los átomos no adquieren configuración de gas noble.

b/ Se produce este enlace entre átomos metálicos, por tener baja energía de ionización (pueden aportar sus electrones de valencia con poco coste de energía) y orbitales de valencia vacíos a través de los cuales se mueven los electrones de un átomo a otro.

c/ Propiedades* Son buenos conductores de la corriente

eléctrica (en sólido y fundido) y el calor; debido a la libertad de movimiento de sus electrones de la capa de valencia. Son superconductores a muy baja Tª.

* Son elásticos, dúctiles y maleables (no se rompe ningún enlace direccional al deformarlos). A bajas temperaturas son más frágiles.

* Pueden ser duros o blandos según la estabilidad de la red del metal. Los alcalinos son muy blandos. Los metales de transición muy duros, salvo los grupos I-B y II-B.

* Los P.F. y P.E. en un grupo, son más altos cuanto más pequeños son los átomos, y en un período crecen con el número de electrones en la capa exterior. Los metales de transición poseen los más elevados (W = 3.410 y 5.660 ºC, V, Ti, Re, Os) y los alcalinos (Cs = 28) y Hg (-39) los más bajos. Los grupos I-B y II-B se parecen a los alcalinos. El enlace es débil porque aportan pocos electrones.

* Densidad elevada en general, muy alta en los metales de transición; al no haber repulsiones el empaquetamiento puede ser muy denso. (Cúbico compacto o hexagonal compacto). Os = 22,6. Re = 21. Pt = 19,7. Au = 17,3. Hg = 13,6 g/mL. Los alcalinos tienen densidades próximas a 1 g/mL.

* Brillo metálico. Se superponen los orbitales atómicos de la misma energía de trillones de átomos; pero sus niveles de energía no son exactamente coincidentes (son bandas no niveles nítidos) y al saltar un e- de una banda a otra de menor energía emite un fotón cuya frecuencia oscila dentro de los márgenes de energía de las dos bandas, produciéndose el característico brillo metálico.



* Aleaciones. Son disoluciones sólidas de uno o varios metales en otro. Debido al distinto tamaño de los átomos y el distinto número de electrones en la capa de valencia, las propiedades del metal puro pueden variar considerablemente.

El Au puro, de 24 quilates, es muy blando y deformable. El Au de 18 quilates tiene 6 quilates (una cuarta parte) de Cu u otro metal que le dé la dureza necesaria.

Bronce = Cu (PF = 1.083) + Sn (PF = 232). Acero = Fe (PF = 1.535) + C + V, Mo, Cr, etc. Latón = Cu + Zn. Duraluminio = Al + Cu + otros metales. Amalgamas: Hg + Au.

6.- Enlaces entre moléculasUna vez que los átomos han saturado su capacidad de enlace y se forman moléculas

independientes, estas moléculas pueden interactuar débilmente entre sí.

a/ Fuerzas de Van der Waals

i/ Fuerzas de LondonSon fuerzas, muy débiles, que actúan entre

átomos de gases monoatómicos o entre moléculas apolares. Se originan por la atracción electrostática entre dipolos temporales producidos al aparecer asimetrías instantáneas muy pequeñas en la distribución de la densidad electrónica. Un dipolo instantáneo con cargas parciales muy pequeñas induce en los átomos contiguos otros dipolos instantáneos, y como resultado aparecen fuerzas de atracción eléctricas muy débiles.

Son la causa del estado sólido de gases nobles y de las moléculas apolares. Su intensidad disminuye rápidamente con la distancia y su valor depende de la polarizabilidad de la densidad electrónica del átomo o molécula, por lo que crecen con el tamaño molecular.

Ejercicio 12.- Ordena razonadamente las siguientes sustancias por P. E. crecientes: CH4, C2H6, C3H8, C4H10

Sol. CH4 < C2H6 < C3H8 < C4H10

ii/ Fuerzas dipolo-dipoloActúan entre moléculas polares (consecuencia de la diferencia de electronegatividad) debido

a la atracción electrostática entre dipolos permanentes. Son tanto más intensas cuanto mayor es el momento dipolar molecular y cuanto menor es la distancia. Se superponen a las fuerzas de London.

b/ Enlaces por puente de hidrógeno

* Son fuerzas electrostáticas entre moléculas polares en las que intervienen átomos de H. Se llaman así porque el H actúa de puente entre dos átomos de moléculas distintas.

* Son más intensas que las fuerzas dipolo-dipolo, debido al pequeño tamaño de los átomos de H lo que le permite acercarse a distancias muy cortas.

* Aparecen sólo en enlaces en donde la diferencia de electronegatividad y por tanto el momento dipolar, es elevada: HF, H2O, NH3 y derivados (alcoholes, aminas y aminoácidos).

* Explican los elevados puntos de fusión y ebullición del agua y su existencia en estado líquido en un amplio intervalo de temperaturas. Tienen gran importancia biológica. (Proteínas, ADN)


Sustancia Masa atómica P.F. K P.E. K

He 4 0,95 4,22

Ne 20,1 24,4 27

Ar 39,9 83 87

Kr 83,8 116 121

Xe 131,3 162 167

F2 38 53 85

Cl2 71 172 239

Br2 179,8 266 332

I2 253,8 387 457

75

CH4

SiH4

GeH4

SnH4

HF

H2O

HI

HCl HBr

H2Se H2S

H2Te

P.E. ºC 100

0

-100

Masa molecular

-

F··········H+

H+········F-

+H--F-·····+H--F-·····+H--F-·····+H--F-·····+H---F-


Ejercicio 13.- Calor de vaporización del Br2 es 30,7 kJ/mol y la energía de disociación de la molécula de Br2 es 193 kJ/mol. El calor de vaporización del agua es 40,6 kJ/mol, el calor de fusión del hielo es 6 kJ/mol y la energía del enlace O-H es 462 kJ/mol. Explica y relaciona estas cantidades en términos de energías de enlace.

Sol. Energía de enlace de London entre moléculas de Br2 = 30,7 kJ/mol. Energía del puente de H en el agua = 6 + 40,6 = 46,6 kJ/mol. Energía de enlace covalente: del Br-Br = 193 kJ/mol. Del enlace covalente O-H = 462 kJ/mol

Tipos de sustancias y sus propiedades

Nombre del enlace Iónico Covalente Metálico

Tipo de sustancia Red iónica Covalente molecular Red covalente Red metálica

Fuerza de enlace Atracción eléctrica Compartición de e- Compartición de e- Nube electrónica

Elementos estructurales

Iones Moléculas Átomos Átomos

Fuerzas entre partículas en estado sólido

Coulomb (fuerzas del enlace iónico)

Van der Waals y/o puentes de H

Compartición de e- Enlace metálico

P.F y P.E. Altos Muy bajos Muy altos Variables

Duro/blando Duros Muy blandos Muy duros Variables

Frágil/maleable Frágiles Maleables Frágiles Maleables

Conductividad eléctrica

No sólido. Sí en disolución/fundido

AislanteAislante, salvo

en grafitoSi en estado

sólido/fundido

SolubilidadSí en disolventes

polares

Polares en disolvente polar.

Apolares en disolvente apolar

InsolublesEn fundido en otros metales

Elementos estructurales del sólido = partículas que aparecen en el fundido

Ejercicio 14.- A partir de sus diagramas de Lewis, explica: i/ el tipo de enlace de cada sustancia, ii/ la geometría molecular y iii/ el momento dipolar molecular. iv/ ¿Cuáles de las siguientes moléculas presentan enlaces por puentes de hidrógeno?

¿Dónde son más intensos y por qué? a/ HCl e/ CH3-CH2OH i/ HFb/ LiH f/ CH3OH j/ H2Oc/ H2 g/ CsH k/ NH3

d/ CH4 h/ PH3

Ejercicio 15.- Dados , :

a/ Deduce de sus configuraciones electrónicas la naturaleza de los enlaces X-X, X-Y e Y-Y, dibujando su diagrama de Lewis. ¿Cuál será su fórmula?

b/ Explica las propiedades físicas y químicas de esas sustancias en función de su enlace.c/ Dibuja el diagrama de Lewis de la sustancia X2. Explica por qué no existe.

Ejercicio 16.- Dibuja los diagramas de Lewis y deduce la geometría molecular de los compuestos siguientes, sabiendo que todas cumplen la teoría del octeto:

a/ H2O2 c/ SiH3F e/ CH3-CH2OHb/ H2CO d/ BF4

- f/ CH3-CO-CH3



Ejercicio 17.- Los números atómicos de los elementos A, B y C son Z, Z+1 y Z+2, respectivamente. Si se sabe que B es un gas noble que se encuentra en el tercer período, contesta razonadamente las siguientes cuestiones:

a/ Cuál es el estado (sólido, líquido o gaseoso) de A y C en condiciones estándar.b/ En qué grupo y período de la tabla periódica se encuentran los elementos A y C.c/ Cuáles son las configuraciones de la capa de valencia de A y C.

Ejercicio 18.- Explica qué enlaces químicos deben romperse o qué fuerzas de atracción se deben superar para fundir:

a/ Bromo d/ Mercuriob/ Cloruro potásico e/ Hielo de dióxido de carbonoc/ Cera f/ Hielo de aguag/ Explica por qué al calentar la madera o tostar el pan, no se funden, sino que se carbonizan

Ejercicio 19.- Contesta razonadamente a las siguientes cuestiones:a/ El punto de ebullición de una familia de compuestos en general disminuye con su masa

molecular. ¿Por qué es así? Explica el comportamiento anormal del agua.

Sustancia H2O H2S H2Se H2Te

Tª ebullición 100 ºC -60 ºC -41 ºC -1,5 ºC

b/ Explica qué metal tiene el punto de fusión más elevado: Li y Rb. ¿Y entre K, Ca, Sc y Ti?

Ejercicio 20.- Dadas las siguientes sustancias: Au, H2O, H2, CsCl y C(diamante), y conociendo sus electronegatividades respectivas (Au = 2,54; H = 2,1; O = 3,5; Cs = 0,8; Cl = 3; C = 2,5), explica:

a/ El tipo de enlace entre sus átomos y su polaridad. b/ El estado físico en condiciones normales. Explica las fuerzas que actúan en su estado

sólido. ¿Qué partículas aparecen al fundirse?c/ Razona cómo serán sus puntos de fusión y ebullición. Ordénalos por P. E. crecientes. d/ Razona cómo serán sus propiedades mecánicas: dureza, fragilidad, maleabilidad.

Ordénalos por dureza creciente. e/ Razona cómo es su conductividad eléctrica en sólido y en fundido. f/ Explica cómo es su solubilidad en disolventes polares (agua) o apolares (éter).

Ejercicio 21.- Repite los apartados del ejercicio 20 con Ca, Li2SO4, CH4 y Br2, conociendo las electronegatividades Br = 2,8; H = 2,1; O = 3,5; Ca = 1,0; S = 2,5; C = 2,5; Li = 1,0.

Ejercicio 22.- Los números atómicos de los elementos A y B son 17 y 11, respectivamente. a/ Deduce de sus configuraciones electrónicas la naturaleza de los enlaces A-A, A-B y B-B,

dibujando su diagrama de Lewis. ¿Cuál será su fórmula?b/ Explica las propiedades físicas y químicas de esas sustancias en función de su enlace.c/ Dibuja el diagrama de Lewis de la sustancia HHe. Explica por qué no existe.

Ejercicio 23.- Escribe los diagramas de Lewis y ordena razonadamente por puntos de fusión crecientes y solubilidad en agua creciente las siguientes sales:

a/ NaF, KBr, LiF, NaClb/ CaCl2, CaO, BeO, BaO

Ejercicio 24.- Explica razonadamente los siguientes hechos: a/ El cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 803 ºC mientras que el cloro es un gas a

temperatura ambiente. b/ El cobre y el yodo son sólidos a temperatura ambiente pero el cobre conduce la corriente

eléctrica mientras que el yodo no. c/ El etano tiene un punto de ebullición más alto que el metano.



Ejercicio 25.- Para los siguientes elementos o compuestos indica razonadamente, según el tipo de enlace, el estado de agregación más probable a temperatura ambiente: cloro; sulfato de calcio; dióxido de azufre; cobre; bromo.

Ejercicio 26.- Explica razonadamente los siguientes hechos: a/ Es infrecuente que en los compuestos iónicos haya iones con carga superior a +3. b/ El alcohol etílico CH3-CH2OH es muy soluble en disolventes polares como el agua y

también es soluble en disolventes apolares como el éter.

Ejercicio 27.- Explica qué tipo de enlace o fuerza hay que romper para fundir los siguientes compuestos:

a/ Mercurio d/ Cloro g/ Metanob/ Fluoruro de sodio e/ Benceno h/ Aguac/ Óxido de silicio f/ Óxido de calcio

Ejercicio 28.- Escribe ejemplos de estructuras de Lewis de moléculas con la siguiente geometría:

a/ XY. b/ XY2 lineal. c/ XY2 angular, con ángulos de enlace de 109,5º y 120º. d/ XY3 plana. e/ XY3 piramidal. f/ XY4 tetraédrica. g/ XY5 bipirámide trigonal. h/ XY6 octaédrica.

Ejercicio 29.- Entre las sustancias potasio, cloro y cloruro de potasio, selecciona, justificando la selección, la más representativa para las siguientes propiedades:

a/ La sustancia de menor punto de fusión.b/ La sustancia no conductora en estado sólido y conductora en fundido.c/ La sustancia cuyas moléculas estén unidas por fuerzas de Van der Waals.

Ejercicio 30.- Razona:a/ Qué compuesto es más covalente: LiH, CsH, HF, HIb/ Por qué el KBr es un sólido cristalino y el cloro es gaseoso.c/ Qué interacción existe entre moléculas de: i/ H2. ii/ CH4 . iii/ NH3. iv/ H2S. v/ H2Od/ Clasifica las moléculas en polares y apolares, justificándolo:

NH3 CCl4Cl2 H2

HCl BCl3CO CH3Cl

e/ El SCl2 es un gas. Explica su tipo de enlace, estructura de Lewis y su geometría.f/ El AlCl3 tiene un punto de ebullición de 180 ºC y el SiCl4 hierve a 57 ºC. Explica estos

hechos en términos de enlaces.

Ejercicio 31.- Razona en términos de energías de enlace sobre los valores de la tabla.

Ejercicio 32.- Explica en términos de enlaces y localiza los elementos del Sistema Periódico que: a/ Están en estado gaseoso, líquido y sólido en c.n. b/ Tienen mayores PF, PE y densidad. Explica el área en torno a Ga, Sn, Pb, In. c/ ¿Qué elementos son artificiales? d/ ¿Cuáles radiactivos? e/ Busca nombres de elementos de origen mitológico, nacionalista, con nombre de persona. f/ ¿Qué elementos fueron descubiertos por españoles?


Energía de disociación de la molécula

Molécula H2 Cl2 Br2 O2 N2

kJ/mol 436 242 236 498 946

78


Ejercicio 32.- Dibuja las estructuras de Lewis y explica por qué a temperatura ambiente el CO2

es un gas, el CS2 es líquido y el SiO2 sólido.

Ejercicio 33.- A partir de los datos de la siguiente tabla, interpreta y explica los valores de los puntos de ebullición empíricos en términos de enlaces.

Por ejemplo: a/ El AlCl3 tiene un punto de ebullición de 180 ºC y el SiCl4 hierve a 57 ºC. Explica los P.E. de:b/ Los elementos de 2º período: N2, O2 y Cl2c/ Los cloruros de elementos del 2º período: LiCl, BeCl2, BCl3, CCl4, NCl3, Cl2O y ClF.d/ Los cloruros de elementos del 3º período: NaCl, MgCl2, AlCl3, SiCl4, PCl3, SCl2 y Cl2e/ ClF, Cl2 y BrClf/ Cl2O y SCl2g/ NCl3 y PCl3h/ CCl4 y SiCl4i/ BCl3 y AlCl3j/ BeCl2 y MgCl2k/ LiCl y NaCll/ El LiF funde a 870 ºC. Comenta la frase: cuando los aniones son muy pequeños y los

cationes muy grandes, el enlace es más iónico:

Ejercicio 34.- Repite los apartados del ejercicio 20 con NaF, H2O, C(grafito), O2 y CS2, conociendo las electronegatividades: Na = 0,9; H = 2,1; O = 3,5; Ca = 1,0; S = 2,5; C = 2,5; F = 4.

Ejercicio 35.- Explica y compara la geometría de las siguientes moléculas, aplicando la teoría de RPECV. Determina el número estérico en cada caso.

a/ BeH2, GeF2, H2O, XeF2.b/ BF3, NF3, ClF3

c/ CH4, SF4, XeF4

d/ PF5, BrF5

e/ SF6, XeF6

f/ IF7, SiF62-, IF5, TeCl4, XeO3, BO2

-, COCl2, CO

Ejercicio 36.- Calor de sublimación del I2 es 62,7 kJ/mol y la energía de disociación de la molécula de I2 es 150 kJ/mol. El calor de vaporización del amoniaco es 23,24 kJ/mol, y la energía del enlace N-H es 390 kJ/mol. Teniendo en cuenta los datos del ejercicio 13, explica y relaciona estas cantidades en términos de energías de enlace.

Ejercicio 37.- Dibuja los diagramas de Lewis y deduce la geometría molecular de los siguientes compuestos (con la teoría de RPECV), sabiendo que todas cumplen la teoría del octeto:

a/ SO, b/ SO2, c/ SO3, d/ NO2-, e/ NO3

-


Puntos de ebullición de no metales y cloruros

Sustancia P.E. ºC Sustancia P.E. ºC Sustancia P.E. ºC

Cl2 -33,7 BCl3 12 AlCl3 180

Br2 55,8 CCl4 77 SiCl4 57

O2 -183 NCl3 71 PCl3 74

N2 -195,8 Cl2O 4 SCl2 59

BeCl2 487 ClF -101 BrCl 5

LiCl 1.382 NaCl 1.413 MgCl2 1.418

79


Lección 5. El enlace químico 80

f

58 140,1

Ce6,66

798 3.257

59 140,9

Pr6,64

931 3.212

60 144,2

Nd6,9

1.010 3.127

61 147

Pm7,22

1.080 2.460

62 150,3

Sm7,45

1.072 1.778

63 151,9

Eu5,24

822 1.597

64 157,2

Gd7,90

1.311 3.233

65 158,9

Tb8,23

1.360 3.041

66 162,5

Dy8,55

1.409 2.335

67 164,9

Ho8,80

1.470 2.720

69 168,9

Tm9,32

1.545 1.727

70 173

Yb6,70

824 1.193

71 174,9

Lu9,84

1.656 3.315

68 167,3

Er9,07

1.522 2.510 90 232

Th11,72

1.750 4.790

91 231

Pa15,37

<1.600

93 237

Np20,25

640 3.902

94 242

Pu16,62

641 3.232

95 243

Am13,67

994 2.607

96 247

Cm13,51

1.340

97 247

Bk14,00

98 251

Cf 99 254

Es 101 256

Md 102 254

No 103 257

Lr 100 253

Fm 92 238

U17,91

1.132 3.818

1

2

3

4

5

7

6

IA IIA IIIA IVA VA VIA

d

VIIA VIIIA

p s


1 1

H 9·10-5

-259 -252

2 4

He1,8·10-4

-272 -268 3 6,9

Li0,52

180 1.347

11 22,9

Na0,93

97 883 19 39,1

K0,86

63 774

37 85,5

Rb1,53

39 688 55 132,9

Cs1,85

28 678 87 223

Fr

27 677

4 9

Be1,85

1.278 2.970 12 24,3

Mg1,58

1.244 1.962 20 40

Ca1,55

838 1.440

38 87,6

Sr2,54

769 1.384 56 137,3

Ba3,32

725 1.640 88 226

Ra5?

700 1.140

21 44,9

Sc2,99

1.539 2.832

57 138,9

La6,15

920 3.454

89 227

Ac10,07

1.050 3.200

22 47,9

Ti4,54

1.660 3.287

23 50,9

V5,55

1.890 3.380

24 52

Cr6,46

1.857 2.672

25 55

Mn6,43

1.244 1.962

26 55,8

Fe7,82

1.535 2.750

27 58,9

Co7,67

1.495 2.870

28 58,7

Ni7,80

1.453 2.732

29 63,5

Cu7,94

1.083 2.567

30 65,4

Zn6,57

419 907 47 107,9

Ag9,32

962 2.212

79 196,9

Au17,28

1.064 2.807

48 112,4

Cd8,02

321 765 80 200,5

Hg13,60

-39 357

10 20,1

Ne9·10-4

-248 -246 18 39,9

Ar18·10-4

-189 -185 36 83,8

Kr3,7·10-4

-157 -152 54 131,3

Xe5,9·10-4

-111 -107 86 222

Rn9,7·10-3

-71 -61

81 204,3

Tl11,29

1.660 3.287

6 12

C2,00

3.550 4.827 14 28

Si2,52

1.410 2.355 32 72,6

Ge5,49

937 2.830 50 118,7

Sn7,00

232 2.270

13 27

Al2,41

660 2.467 31 69,7

Ga6,20

29,8 2.403 49 114,8

In6,99

157 2.080 82 207,2

Pb10,70

328 1.740

7 14

N9,0·10-4

-209 -195

15 31

P2,25

44 280

5 10,8

B2,082.300 2.550

33 74,9

As1,97

817 613 51 121,7

Sb6,49

631 1.750 83 208,9

Bi9,75

271 1.560

8 16

O1,43·10-4

-218 -183 16 32

S1,82

113 445 34 78,9

Se3,99

217 685 52 127,6

Te5,76

450 990 84 210

Po9,32

254 962

9 19

F17·10-4

-219 -188 17 35,5

Cl32·10-4

-101 -34 35 79,9

Br3,12

-7 59

53 126,9

I4,93

114 184 85 210

At

302 337

39 88,9

Y4,47

1.523 3.337

Períodos

40 91,2

Zr5,80

1.852 4.377

41 92,9

Nb7,83

2.468 4.742

73 180,9

Ta15,00

2.996 5.425

42 95,9

Mo9,34

2.617 4.612

74 183,8

W17,70

3.410 5.660

43 99

Tc11,50

2.172 4.877

75 186,2

Re21,02

3.180 5.627

44 101,1

Ru10,90

2.310 3.900

45 102,9

Rh11,00

1.966 3.727

46 102,9

Pd10,70

1.552 3.140

76 190,2

Os22,57

3.045 5.027

77 192,2

Ir20,00

2.410 4.130

78 195,1

Pt19,7

1.772 3.827

72 178,5

Hf12,00

2.227 4.602

1 1

H 9·10-5

-259 -252

Número atómico

Masa atómica

Densidadg/mL

Punto de fusión ºC

Punto de ebullición ºC

atómico

1º bachillerato: teorías atómicas - sistema periódico

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