17 ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS

Química General 2009
ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS
-2
-
1.- Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones o elementos: 8O , 9F y 10Ne , e
indique el período y grupo de los “elementos” correspondientes.
Utilizando el siguiente esquema vamos a configurar los electrones de los átomos e iones del
ejercicio:
2
2
4
Período: 2
Grupo: 6A o 16
2
2
5
Período: 2
Grupo: 7A o 17
8O
= 1s 2s 2p
9F
= 1s 2s 2p
10Ne
2
2
6
2
6
Período: 2
Grupo: 8A o 18
En este caso los iones son aniones, lo cual significa que ganaron electrones en el caso del
oxígeno gano 2 electrones por lo que se deben configurar 10, en el caso del fluor gano 1 y
configuro 10 electrones
8O
= 1s 2s 2p
-2
2
= 1s 2s 2p
2
2
6
9F = 1s 2s 2p
-
-2
2
-
2
6
El O , el F y el Ne tienen la misma configuración electrónica, 1s 2s 2p , por lo que son
isoelectrónicos.
2.- En función de la configuración electrónica del átomo de oxígeno:
a) Escribir las configuraciones electrónicas de las siguientes especies:
-2
+
+2
O
O
O
O
b) ¿Cuáles de esas especies tienen menor radio?
Resolución:
2
2
4
a)
8O = 1s 2s 2p
-
2
2
5
O = 1s 2s 2p
-2
2
2
6
O = 1s 2s 2p
+
2
2
3
O = 1s 2s 2p
+2
2
2
2
O = 1s 2s 2p
+2
b) La especie de menor radio es el O .
Todas las especies del problema son iones del elemento oxígeno, por lo tanto todas tienen 8
protones en el núcleo y por esto, en todas, la atracción que ejerce la carga nuclear sobre los
electrones de la configuración electrónica es la misma. Por lo tanto, aquella especie que tenga
menos electrones en su configuración va a ser la que tenga menor radio.
3.- a) Dar la configuración electrónica para el elemento Z = 20
b) ¿Cuál es su ubicación en la tabla periódica?
c) ¿Cuántos electrones desapareados posee?
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d) ¿Cuáles son los números cuánticos del último electrón?
a) Para el elemento con número atómico, Z = 20, la configuración electrónica es:
2
2
6
2
6
2
1s 2s 2p 3s 3p 4s
b)
Período: 4
Grupo: 2A o 2
c) Para saber cuántos electrones desapareados posee, debemos construir el diagrama de
cajas.
2
2
6
2
6
2
1s
2s
2p
3s
3p
4s
No tiene ningún electrón desapareado.
d)
4s
2
-1/2
+1/2
n = 4 (número cuántico principal)
ml = 0
l = 0 (número cuántico secundario)
ms = -1/2
4.- Indicar en cuántos electrones del Fe (Z=26) se cumple que:
a) n = 4
l=1
ml = 0
b) n = 3
l=2
c) n = 3
l=2
ml = -1
d) ¿Cuántos electrones desapareados posee?
Primero realizamos la configuración electrónica para el hierro (Fe)
2
2
6
2
6
2
6
26Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
a) Los números cuánticos de este inciso nos indican que en nivel de energía 4, en un orbital p (l
= 1), en orbital p (ml = 0) debemos fijarnos si hay electrones:
n = 4 Nivel de energía 4.
l = 1 Orbitales p.
px py pz
ml = 0 4p
ml
-1
0
1
Al observar la configuración del hierro detectamos que no hay electrones en orbitales 4p.
b) Para los siguientes números cuánticos
n = 3 Nivel de energía 3.
l = 2 Orbitales d.
Hay 6 electrones en orbitales 3 d
c)
n = 3 Nivel de energía 3
l = 2 Orbitales d.
ml = -1 ml
-2
-1
0
1
2
Hay un solo electrón con esos tres números cuánticos con ms = 1/2
d) El Fe posee 4 electrones desapareados, ubicados en los orbitales 3d
5.- Dar la configuración electrónica de los siguientes elementos: Z = 3, 11, 19 y 37.
a) Encuentra alguna analogía entre ellos.
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b) Escribir el valor de los cuatro números cuánticos para el electrón número 15 del
elemento con Z = 19.
Z=3
Z = 11
Z = 19
Z = 37
2
1
1s 2s
2
2
6
1
1s 2s 2p 3s
2
2
6
2
6
1
1s 2s 2p 3s 3p 4s
2
2
6
2
6
2
10
6
1
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s
a) Observando la configuración electrónica de los elementos dados, podemos observar que el
último electrón se localiza en un orbital s. Generalizando el último electrón se ubica en un
1
orbital ns , por lo que estos elementos pertenecen al mismo grupo, el grupo 1A o 1,
denominado metales alcalinos.
b)
Z = 19 1s
2
2
6
2s 2p
12 e
3s
2
6
3p
4s
1
-
18 e
El electrón 15 se encuentra en el orbital 3p, el cual posee 6 electrones, para poder escribir los
cuatro números cuánticos del electrón número 15 debemos recordar la Regla de Hund, la cual
establece que la distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor
número de espines paralelos.
13 16
6
3p
14 17
15 18 -1/2
+1/2
ml
-1
0
1
n=3
l=1
ml = 1
ms = +1/2
6.- Dados los siguientes elementos: 19K , 9F , 33As y 35Br , ordenarlos:
a) En orden creciente de electronegatividad. Justificar la respuesta
b) En orden creciente de su radio atómico. Justificar la respuesta
19K
2
2
6
2
6
1
= 1s 2s 2p 3s 3p 4s
2
2
5
9F = 1s 2s 2p
2
2
6
2
6
2
10
3
4p
33As = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
2
10
5
4p
35Br = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Período:
Período:
Período:
Período:
4
2
4
4
Grupo: 1A o 1
Grupo: 7A o 17
Grupo: 5A o 15
Grupo: 7A o 17
a) La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los
electrones de un enlace químico.
La electronegatividad es un concepto relativo, en el sentido que la misma solo se puede medir
respecto de otros elementos. Por lo general la electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha a través de un período y de abajo hacia arriba en un grupo.
Electronegatividad
AUMENTA
Por lo tanto, el F tiene mayor electronegatividad, seguido del Br, el As y el K.
K < As < Br < F
b) Se define el tamaño de un átomo en términos de su radio atómico, que es la mitad de
la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes.
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Se debe recordar que los radios atómicos se determinan, en gran medida, por la fuerza de
atracción entre los electrones del nivel externo y el núcleo. A mayor carga nuclear efectiva, los
electrones son atraídos con más fuerza por el núcleo mientras que su radio es menor. Es así
que la variación del radio atómico a lo largo de un grupo y de un período es como indica la
figura, el sentido de la flecha nos indica la dirección en el que el radio aumenta.
Radio Atómico
AUMENTA
Por lo tanto, el F es el de menor radio atómico, seguido del Br, el As y el K.
F < Br < As < K
2
3
-3
7.- El elemento T tiene configuración electrónica externa (CEE) 5s 5p y el ion R posee 18
electrones.
a) Escribir la CEE de R
b) ¿Quién posee mayor Energía de ionización? Justificar
2
3
Configuración electrónica externa de T = 5s 5p
El anión R
electrones.
15R
2
-3
2
Período = 5
Grupo 5
contiene 18 electrones, esto quiere decir que el átomo neutro R contiene 15
6
2
3
= 1s 2s 2p 3s 3p
Período = 3
Grupo = 5
Ambos elementos se ubican en el mismo grupo 5
La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para quitar un electrón de
un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental (neutro). La misma varía en la tabla
periódica de la siguiente manera
Energía de ionización
AUMENTA
Los elementos en un mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas semejantes, en
2
3
nuestro caso ns np . Sin embargo, a medida que aumenta el número cuántico principal, n, de
igual manera aumenta la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al
núcleo. Una mayor separación entre el electrón y el núcleo significa que hay menor atracción,
por lo que resulta más fácil quitar un electrón al ir de un elemento a otro hacia abajo del grupo.
Dicho de otra manera, en un mismo grupo, la energía de ionización disminuye al aumentar n
debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Es así que, el elemento R
posee mayor energía de ionización que el elemento T.
8.- Indique cuál de las siguientes series de números cuánticos son posibles para describir el
estado de un electrón en un átomo y en qué tipo de orbital estarán situados aquéllos que son
posibles.
a) (0, 0, 0, +1/2)
b) (1, 1, 0, +1/2)
c) (1, 0, 0, -1/2)
e) (2, 1, -2, +1/2)
f) (2, 1, -1, +1/2)
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a) (0, 0, 0, +1/2)
Esto nos indica que:
n=0
l=0
ml = 0
ms = +1/2
Estos números cuánticos no son posibles, ya que el número cuántico principal, n, toma valores
enteros mayores que 1.
b) (1, 1, 0, +1/2)
Esto nos indica que:
n=1
l=1
ml = 0
ms = +1/2
Para valores de n = 1, l solo puede tomar valores de l = 0, ya que los valores de l dependen del
número cuántico principal, n. Para un cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros desde 0
hasta (n-1).
Para n = 1, sólo existe un posible valor de l; es decir, l = n-1 = 1-1 = 0.
Por lo que estos números cuánticos no son posibles, porque para n = 1, sólo existe un único
valor posible para l, y es l = 0
c) (1, 0, 0, -1/2)
Esto nos indica que:
n=1
l=0
ml = 0
ms = -1/2
Para valores de n = 1, l solo puede tomar valores de l = 0, ya que los valores de l dependen del
número cuántico principal, n. Para un cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros desde 0
hasta (n-1).
Para n = 1, sólo existe un posible valor de l; es decir, l = n-1 = 1-1 = 0.
El valor del número cuántico magnético, ml, depende del valor de l. Para cierto valor de l,
existen (2l + 1) valores enteros de ml, es así que para l = 0, el valor de ml es 0 (ml = 0).
El ms nos indica el giro del electrón en este caso en sentido el número cuántico de spin, que
puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Estos números cuánticos (1, 0, 0, -1/2) es posible.
e) (2, 1, -2, +1/2)
Esto nos indica que:
n=2
l=1
ml = -2
ms = +1/2
Para n = 2, existen l = 0 y l = 1
Para l = 1 le corresponden ml = (2×l + 1) = (2×1 + 1) = 3, o tres valores de ml, es decir -1, 0, 1.
Estos números no son posibles ya que para l = 1, le corresponde valores de ml de –l…0…+l, es
decir -1, 0, 1.
f) (2, 1, -1, +1/2)
Esto nos indica que:
n=2
l=1
ml = -1
ms = +1/2
Para n = 2, existen l = 0 y l = 1
Para l = 1 le corresponden ml = (2×l + 1) = (2×1 + 1) = 3, o tres valores de ml, es decir -1, 0, 1.
Estos números no son posibles ya que para l = 1, le corresponde valores de ml de – l…0…+l,
es decir -1, 0, 1.
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El ms nos indica el giro del electrón en este caso en sentido el número cuántico de spin, que
puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Estos números cuánticos (2, 1, -1, -1/2) son posibles.
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