15E QUÍMICA FUNDAMENTOS DE
Morris Hein Mount San Antonio College
Susan Arena University of Illinois, Urbana-Champaign
Cary Willard Grossmont College
Traducción Jorge Hernández Lanto
Revisión técnica María Aurora Lanto Arriola Escuela Nacional de Ciencias Biológicas Instituto Politécnico Nacional Liliana Ivette Ávila Córdoba Universidad Autónoma del Estado de México Fredy Cuellar Robles Instituto Tecnológico de Toluca Reyna María Guadalupe Fonseca Montes de Oca Universidad Autónoma del Estado de México Adiel García Vázquez Instituto Tecnológico de Toluca Verónica Martínez Miranda Universidad Autónoma del Estado de México Alondra Anahí Ortiz Verdín Universidad Politécnica de Querétaro Araceli Salazar Peralta Tecnológico de Estudios Superiores de Jocotitlán Susana Ulloa Arellano Universidad La Salle México
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Fundamentos de Química. Decimoquinta edición Morris Hein/Susan Arena/Cary Willard Director Higher Education Latinoamérica: Renzo Casapía Valencia Gerente Editorial Latinoamérica: Jesús Mares Chacón Editor Senior Hardside: Pablo Miguel Guerrero Rosas Coordinador de Manufactura: Rafael Pérez González Diseño de portada: Edgar Maldonado Hernández Imagen de portada: @Shutterstock Composición tipográfica: Karen Medina
© D.R. 2018 por Cengage Learning Editores, S.A. de C.V., una compañía de Cengage Learning, Inc. Carretera México - Toluca 5420, Oficina 2301 Col. El Yaqui, C.P. 05320 Cuajimalpa, Ciudad de México Cengage Learning™ es una marca registrada usada bajo permiso. DERECHOS RESERVADOS. Ninguna parte de este trabajo amparado por la Ley Federal del Derecho de Autor, podrá ser reproducida, transmitida, almacenada o utilizada en cualquier forma o por cualquier medio, ya sea gráfico, electrónico o mecánico, incluyendo, pero sin limitarse a lo siguiente: fotocopiado, reproducción, escaneo, digitalización, grabación en audio, distribución en Internet, distribución en redes de información o almacenamiento y recopilación en sistemas de información a excepción de lo permitido en el Capítulo iii, Artículo 27 de la Ley Federal del Derecho de Autor, sin el consentimiento por escrito de la Editorial.
Traducido del libro Foundations of College Chemistry 15th Edition Morris Hein/Susan Arena/Cary Willard Publicado en inglés por John Wiley & Sons © 2016 ISBN: 978-1-119-08390-0 Datos para catalogación bibliográfica: Hein, Morris/Susan Arena Fundamentos de Química. Decimoquinta edición ISBN: 978-607-526-667-1 Visite nuestro sitio en: http://latinoamerica.cengage.com
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CONTENIDO BREVE
1
Introducción a la química
1
2
Estándares de medición
14
3
Elementos y compuestos
48
4
Propiedades de la materia
68
5
Primeras teorías y estructuras atómicas
86
6
Nomenclatura de compuestos inorgánicos
102
7
Composición cuantitativa de los compuestos
123
8
Ecuaciones químicas
147
9
Cálculos a partir de ecuaciones químicas
175
10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
196
11
Enlaces químicos: formación de compuestos a partir de átomos
218
12
Estado gaseoso de la materia
253
13
Líquidos
288
14
Disoluciones
312
15
Ácidos, bases y sales
343
16
Equilibrio químico
368
17
Oxidación-reducción
397
18
Química nuclear
423
19
Introducción a la química orgánica
447
20
Introducción a la bioquímica
491
Apéndices
A1
Glosario
G1
Índice
I1
10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
© Exactostock /SuperStock
RESUMEN DEL CAPÍTULO
¿
10.1 Radiación electromagnética 10.2 El átomo de Bohr
Qué tenemos que hacer para estudiar un 10.3 Niveles de energía de los electrones objeto que es demasiado pequeño para ser 10.4 Estructura atómica de los primeros visto? Piense de nuevo en ese regalo de cum18 elementos 10.5 Estructuras electrónicas y la tabla pleaños que podría ver, pero aún no ha abierto. periódica Juzgar por la envoltura y el tamaño de la caja no era muy útil, pero sacudirlo, girarlo y levantarlo le dio pistas indirectas sobre su contenido. Después de llevar a cabo todos sus experimentos, quizá pudo suponer con mucha certidumbre el contenido. Pero, ¿era correcta su suposición? La única manera de saberlo con seguridad sería abrir el paquete. Los químicos tienen el mismo dilema cuando estudian el átomo. Como se ve en los espectáculos de juegos pirotécnicos, los átomos pueden emitir luz bajo las condiciones adecuadas. La luz emitida puede darnos pistas con respecto a la estructura electrónica del átomo. Los átomos son tan pequeños que no es posible utilizar los sentidos normales para describirlos. Esencialmente trabajamos a oscuras con este paquete al que llamamos átomo. Nuestras mejoras en los instrumentos (máquinas de rayos X y microscopios de barrido de efecto túnel) y dispositivos de medición (espectrofotómetros e imágenes de resonancia magnética, IRM), así como en nuestras habilidades matemáticas, nos están acercando más a la revelación de los secretos del átomo.
10.2
El átomo de Bohr
197
10.1 Radiación electromagnética Indicar las tres características básicas de la radiación electromagnética.
OBJETIVO DE APRENDIZAJE
En los últimos 200 años se han acumulado grandes cantidades de datos para apoyar la teoría atómica. Cuando los átomos fueron sugeridos originalmente por los antiguos griegos, no existía ninguna evidencia física para apoyar sus ideas. Los primeros químicos hicieron una serie de experimentos que culminaron con el modelo atómico de Dalton. Debido a las limitaciones del modelo de Dalton, Thomson primero y después Rutherford, propusieron modificaciones que finalmente condujeron a nuestro concepto moderno del átomo nuclear. Estos primeros modelos del átomo funcionan razonablemente bien; de hecho, siguen utilizándose para visualizar una variedad de conceptos químicos. Quedan preguntas que estos modelos no pueden contestar, incluyendo una explicación de cómo se relaciona la estructura atómica con la tabla periódica. En este capítulo presentaremos nuestro modelo moderno del átomo; veremos cómo varía y mejora sobre los modelos atómicos anteriores.
TÉRMINOS CLAVE
Radiación electromagnética
longitud de onda frecuencia velocidad fotones
© Tony Freeman/PhotoEdit
Los científicos han estudiado la energía y la luz durante siglos, y han propuesto varios modelos para explicar la manera en que la energía se transfiere de un lugar a otro. Una manera en la que la energía viaja a través del espacio es por radiación electromagnética. Ejemplos de radiación electromagnética incluyen la luz del Sol, los rayos X en el consultorio de su dentista, las microondas de su horno de microondas, las ondas de la radio y la televisión, y el calor radiante procedente de la chimenea. Si bien estos ejemplos parecen bastante diferentes, todos ellos son similares en algunos aspectos importantes. Cada uno muestra comportamiento ondulatorio, y todos viajan a la misma velocidad en el vacío (3.00 ⫻ 108 m/s). El estudio del comportamiento de las ondas es un tema para otro curso, pero necesitamos algo de terminología básica para entender los átomos. Las ondas tienen tres características básicas: longitud de onda, frecuencia y velocidad. La longitud de onda (lambda, l) es la distancia entre picos consecutivos (o valles o nodos) en una onda, como se muestra en la FIGURA 10.1. La frecuencia (nu, n) indica el número de ondas que pasan por un punto determinado en 1 s. La velocidad (v) indica qué tan rápido se mueve una onda a través del espacio. Los surfistas juzgan la longitud de onda, frecuencia y velocidad de las olas para lograr montarse en ellas.
λ
λ
FIGURA 10.1 La longitud de onda de esta onda se representa por . Se puede medir de pico a pico o de valle a valle.
La luz es una forma de radiación electromagnética y por lo general se clasifica por su longitud de onda, como se muestra en la FIGURA 10.2. La luz visible, como la puede ver, es sólo una pequeña parte del espectro electromagnético. Algunos ejemplos de radiación electromagnética que participan en la transferencia de energía fuera de la región visible son las brasas en su parrilla del patio trasero, que transfieren la radiación infrarroja para cocinar sus alimentos, y el horno de microondas, que transfiere la energía a las moléculas de agua en los alimentos, haciendo que se muevan con mayor rapidez y de este modo elevar la temperatura de los alimentos.
Rayos gamma
10 –10
10 –8
Rayos X Ultravioleta
4 x 10 –7 7 x 10–7 Visible
10 –12
10 – 4 Infrarroja
10 –2 Microonda
Longitud de onda en metros
1
10 2
10 4
Ondas de radio
FIGURA 10.2 El espectro electromagnético.
198
CAPÍTULO 10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
QUÍMICA EN ACCIÓN
Tú iluminas mi vida
L
Courtesy of NJ Marshall, University of Queensland
as aves en la familia de los pericos tienen una manera inusual para atraer a sus compañeros: ¡sus plumas brillan en la oscuridad! Este fenómeno se denomina fluorescencia. Es el resultado de la absorción de la luz ultravioleta (UV), la cual se vuelve a emitir entonces en longitudes de onda más largas que las aves y la gente pueden ver. En la vida cotidiana esto sucede en una lámpara fluorescente o en muchos de los productos que brillan en la oscuridad, como las barras de luz.
Tal vez podemos encontrar que el resplandor de las velas realmente no añade resplandor al romance. ¡Pero la luz ultravioleta sin duda lo hace para los pericos!
Courtesy of NJ Marshall, University of Queensland
Kathleen Arnold, de la Universidad de Glasgow, en Escocia, descubrió que las plumas de los pericos que producían fluorescencia sólo eran las que utilizaban para exhibirse o las que mostraban durante el cortejo. Ella decidió experimentar usando periquitos con sus colores naturales. Los investigadores dieron la oportunidad a las aves de elegir pareja entre dos aves de compañía, que fueron untados con vaselina. Una de las parejas potenciales también tenía un bloqueador UV en la vaselina. Las aves mostraron clara preferencia por las que no tenían bloqueador de UV, lo que permitió a los investigadores concluir que los pericos prefieren cortejar a parejas radiantes. Los investigadores también incluyeron en el experimento parejas del mismo sexo, y descubrieron que no mostraban preferencia por compañeros radiantes.
Periquitos bajo luz normal y bajo luz ultravioleta mostrando el brillo empleado para atraer parejas.
Tenemos evidencia de la naturaleza ondulatoria de la luz. También sabemos que un haz de luz se comporta como una corriente de paquetes de energía diminutos llamados fotones. Entonces, ¿qué es la luz exactamente? ¿Es una partícula? ¿Es una onda? Los científicos han convenido en explicar las propiedades de la radiación electromagnética con las propiedades de ambas. Ninguna de estas explicaciones es lo ideal, pero en la actualidad estos son nuestros mejores modelos. EJEMPL O A MPL I A D O 1 0 . 1 ¿Qué es una longitud de onda? SOLUCIÓN Una longitud de onda es la distancia entre los picos o valles consecutivos de una onda. El símbolo utilizado para la longitud de onda es lambda (l). PRÁ C TIC A 10.1 Dibuje una función de onda e indique la distancia de dos longitudes de onda (2 lambda).
10.2 El átomo de bohr OBJETIVO DE APRENDIZAJE
Explicar la relación entre el espectro de líneas y los niveles de energía cuantizados de un electrón en un átomo.
TÉRMINOS CLAVE
Mientras los científicos se esforzaban por comprender las propiedades de la radiación electromagnética, comenzó a acumularse evidencia de que los átomos podían irradiar luz. A temperaturas altas, o cuando se someten a altos voltajes, los elementos en estado gaseoso emiten luz de color. Los letreros de neón de colores brillantes ilustran muy bien esta propiedad de la materia. Cuando la luz emitida por un gas se hace pasar a través de un prisma o rejilla de difracción, se produce un conjunto de líneas
espectro de líneas cuantos estado fundamental orbital
10.2
410
434
486
656
El átomo de Bohr
199
(en nanómetros)
FIGURA 10.3 Espectro de líneas de hidrógeno. Cada línea corresponde a la longitud de onda de la energía emitida cuando el electrón de un átomo de hidrógeno, que ha absorbido energía, vuelve a caer a un nivel de energía principal más bajo.
de colores brillantes llamado espectro de líneas (FIGURA 10.3). Estas líneas de color indican que la luz se emite sólo en ciertas longitudes de onda, o frecuencias, que corresponden a colores específicos. Cada elemento posee un conjunto único de estas líneas espectrales que es diferente de los conjuntos de todos los otros elementos. Entre 1912 y 1913, mientras estudiaba el espectro de líneas del hidrógeno, Niels Bohr (18851962), físico danés, hizo una contribución significativa al creciente conocimiento de la estructura atómica. Su investigación le llevó a creer que los electrones existen en regiones específicas a diferentes distancias del núcleo. También visualizó los electrones girando en órbitas alrededor del núcleo, como planetas que giran alrededor del Sol, como se muestra en la FIGURA 10.4. El primer artículo de Bohr en este campo trataba con el átomo de hidrógeno, al que describió como un solo electrón que gira en una órbita alrededor de un núcleo relativamente pesado. Aplicó el concepto de cuantos de energía, propuesto en 1900 por el físico alemán Max Planck (1858-1947), al espectro de líneas del hidrógeno observado. Planck declaró que la energía nunca se emite en un flujo continuo, sino sólo en pequeños paquetes discretos llamados cuantos (del latín, quantus, “cuánto”). A partir de esto, Bohr teorizó que los electrones tienen varias energías posibles correspondientes a varias órbitas posibles a diferentes distancias del núcleo. Por lo tanto, un electrón tiene que estar en un nivel de energía específico; no puede existir entre los niveles de energía. En otras palabras, se dice que la energía del electrón está cuantizada. Bohr también declaró que cuando un átomo de hidrógeno absorba uno o más de los cuantos de energía, su electrón “saltaría” a un nivel de energía más alto. De esta manera, Bohr fue capaz de explicar las líneas espectrales de hidrógeno. Un número de niveles de energía están disponibles, al más bajo se le llama el estado basal. Cuando los electrones están localizados en estos orbitales de energía más bajos, se dice que el átomo está en el estado basal. Cualquier otro arreglo electrónico sería llamado estado excitado del átomo. Cuando un electrón cae de un nivel de energía alto a otro inferior (por ejemplo, del cuarto al segundo), se emite un cuanto de energía en forma de luz a una frecuencia específica o longitud de onda (FIGURA 10.5). Esta luz corresponde a una de las líneas visibles en el espectro de hidrógeno (figura 10.3). Varias líneas son visibles en este espectro, cada una correspondiente a un cambio de nivel de energía de un electrón específico dentro del átomo de hidrógeno. E J E M P LO A M P LIA D O 10.2 ¿Qué ilustra el espectro de líneas de un átomo de hidrógeno? SOLUCIÓN Cada línea muestra la frecuencia de energía de la luz emitida cuando un electrón que ha absorbido la energía cae de un nivel de energía más alto a un nivel de energía más bajo. P R Á C TIC A 1 0 . 2 ¿Qué es un fotón?
Las propiedades químicas de un elemento y su posición en la tabla periódica dependen del comportamiento de los electrones dentro de los átomos. A su vez, gran parte de nuestro conocimiento sobre el comportamiento de los electrones dentro de los átomos se basa en la espectroscopia. Niels Bohr contribuyó en gran medida a nuestro conocimiento de la estructura atómica al (1) sugerir niveles de energía cuantizados para los electrones y (2) mostrar que las líneas espectrales son el resultado de la radiación de los pequeños incrementos de la energía (los cuantos de Planck) cuando los electrones pasan de un nivel de energía a otro. Los cálculos de Bohr lograron explicar muy bien la correlación
Órbitas posibles del electrón
Núcleo FIGURA 10.4 El modelo de Bohr del átomo de hidrógeno describe al electrón que gira en ciertas órbitas circulares permitidas alrededor del núcleo.
Estado 2 excitado
Estado 1 excitado
Estado basal
FIGURA 10.5 Cuando un electrón excitado vuelve al estado basal, la energía liberada es emitida como un fotón. El color (longitud de onda) de la luz está determinado por la diferencia de energía entre los dos estados (excitado y basal).
200
CAPÍTULO 10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
FIGURA 10.6 Orbital de un átomo de hidrógeno. La intensidad de los puntos demuestra que el electrón pasa más tiempo cerca del núcleo.
de las líneas espectrales observadas de manera experimental con los niveles de energía del electrón para el átomo de hidrógeno. Sin embargo, los métodos de cálculo de Bohr no tuvieron éxito con los átomos más pesados. Se necesitaba más trabajo teórico sobre la estructura atómica. En 1924, el físico francés Louis de Broglie (1892-1957) planteó una hipótesis sorprendente: Todos los objetos tienen propiedades ondulatorias. Louis de Broglie utilizó matemáticas muy complejas para demostrar que las propiedades de onda para un objeto de tamaño ordinario, tal como una pelota de béisbol, son demasiado pequeñas para ser observadas. Pero para objetos más pequeños, como un electrón, las propiedades de las ondas se vuelven significativas. Otros científicos confirmaron la hipótesis de De Broglie, demostrando que los electrones exhiben propiedades ondulatorias. En 1926, Erwin Schrödinger (1887-1961), un físico austriaco, creó un modelo matemático que describía a los electrones como ondas. Utilizando la mecánica ondulatoria de Schrödinger, podemos determinar la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región alrededor del núcleo del átomo. Este tratamiento del átomo condujo a una nueva rama de la física llamada mecánica ondulatoria o mecánica cuántica, que es la base de nuestra comprensión moderna de la estructura atómica. Aunque la descripción mecánica ondulatoria del átomo es matemática, se puede traducir, al menos en parte, en un modelo visual. Es importante reconocer que no podemos localizar un electrón con precisión dentro de un átomo; sin embargo, está claro que los electrones no giran alrededor del núcleo en órbitas como Bohr postuló. En vez de eso, los electrones se encuentran en orbitales. Un orbital se representa en la FIGURA 10.6 como una región en el espacio alrededor del núcleo donde existe una alta probabilidad de encontrar un electrón determinado.
10.3 Niveles de energía de los electrones OBJETIVO DE APRENDIZAJE
Describir los niveles de energía principales, subniveles y orbitales de un átomo.
TÉRMINOS CLAVE
Una de las ideas de Bohr que contribuyó al concepto moderno del átomo fue que la energía del electrón está cuantizada, es decir, el electrón está restringido a sólo ciertas energías permitidas. El modelo mecánico-ondulatorio del átomo también predice los niveles de energía principales discretos dentro del átomo. Estos niveles de energía son designados por la letra n, donde n es un número entero positivo (FIGURA 10.7). El nivel de energía principal más bajo corresponde a n ⫽ 1, el siguiente a n ⫽ 2 y así sucesivamente. A medida que n aumenta, la energía del electrón aumenta y el electrón se encuentra en promedio más alejado del núcleo. Cada nivel de energía principal se divide en subniveles, que se ilustran en la FIGURA 10.8. El primer nivel de energía principal tiene un subnivel. El segundo nivel de energía principal tiene dos subniveles, el tercer nivel de energía tiene tres subniveles y así sucesivamente. Cada uno de estos subniveles contiene espacios para los electrones llamados orbitales. En cada subnivel los electrones se encuentran dentro de orbitales específicos (s, p, d, f). Considere cada nivel de energía principal en turno. El primer nivel de energía principal (n ⫽ 1) tiene
n=4 n=3
n=2 Energía
niveles de energía principales subniveles espín principio de exclusión de Pauli
Número de subniveles 4f
4d 3d
4p 3p
2p
4s
3s
2s
1s n=1
FIGURA 10.7 Los primeros cuatro niveles de energía principales en el átomo de hidrógeno. Cada nivel tiene asignado un número cuántico principal n.
FIGURA 10.8 Tipos de orbitales en cada uno de los primeros cuatro niveles de energía principales.
10.3
z
x
x
x y
px
py
y
pz
un subnivel o tipo de orbital. Es de forma esférica y se designa como 1s. Es importante entender lo que significa la forma esférica del orbital 1s. El electrón no se mueve alrededor sobre la superficie de la esfera, sino más bien la superficie encierra un espacio en el que hay una probabilidad del 90% de poderse encontrar el electrón. Puede ser útil tener en cuenta estas formas de los orbitales de la misma manera que consideramos la atmósfera. No existe una línea divisoria clara entre la atmósfera y el “espacio”. El límite es bastante difuso. Lo mismo es cierto para los orbitales atómicos. Cada uno tiene una región de mayor densidad que corresponde aproximadamente a su forma. La probabilidad de encontrar al electrón fuera de esta región cae rápidamente, pero nunca llega a cero. Los científicos hablan de orbitales como “nubes” de electrones para enfatizar la naturaleza difusa de sus límites. ¿Cuántos electrones pueden caber en un orbital 1s? Para responder a esta pregunta, tenemos que considerar una propiedad más de los electrones. Esta propiedad se llama espín. Cada electrón parece estar girando sobre un eje, como un globo. Sólo puede girar en dos direcciones. Representamos a este espín con una flecha: p o r. Con el fin de ocupar el mismo orbital, los electrones deben tener espines opuestos. Es decir, dos electrones con el mismo espín no pueden ocupar el mismo orbital. Esto nos da la respuesta a nuestra pregunta: un orbital atómico puede contener un máximo de dos electrones, que deben tener espines opuestos. Esta regla se llama principio de exclusión de Pauli. El primer nivel de energía principal contiene un tipo de orbital (1s) que tiene un máximo de dos electrones. ¿Qué pasa con el segundo nivel de energía principal (n ⫽ 2)? Aquí nos encontramos con dos subniveles, 2s y 2p. Como 1s en el primer nivel de energía principal, el orbital 2s es de forma esférica, pero es más grande en tamaño y más alto en energía. También contiene un máximo de dos electrones. El segundo tipo de orbital se designa por 2p. El subnivel 2p consta de tres orbitales: 2px, 2py y 2pz. La forma de los orbitales p es bastante diferente de los orbitales s, como se muestra en la FIGURA 10.9. Cada orbital p tiene dos “lóbulos”. Recuerde, el espacio encerrado por estas superficies representa las regiones de probabilidad de encontrar los electrones 90% del tiempo. Hay tres orbitales p separados, cada uno orientado en una dirección diferente, y cada orbital p puede contener un máximo de dos electrones. Así, el número total de electrones que pueden residir en los tres orbitales p es de seis. Para resumir nuestro modelo, el primer nivel de energía principal de un átomo tiene un orbital 1s. El segundo nivel de energía principal tiene un orbital 2s y tres orbitales 2p etiquetados 2px, 2py y 2pz, como se muestra en la FIGURA 10.10. El tercer nivel de energía principal tiene tres subniveles etiquetados 3s, 3p y 3d. El orbital 3s es esférico y más grande que los orbitales 1s y 2s. Los orbitales 3px, 3py y 3pz son de la misma forma de los del segundo nivel, pero más grandes. Los cinco orbitales 3d tienen las formas mostradas en
z
x
y
Orbital s
Orbitales p
Observe que hay una correspondencia entre el nivel de energía y el número de subniveles.
FIGURA 10.10 Los orbitales en el segundo nivel de energía principal son: un orbital 2s y tres orbitales 2p.
z
x y
201
FIGURA 10.9 Representación en perspectiva de los orbitales atómicos px, py y pz.
z
z
y
Niveles de energía de los electrones
202
CAPÍTULO 10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
QUÍMICA EN ACCIÓN
10.3
Niveles de energía de los electrones
202
Relojes atómicos
I
para mantener a los átomos de cesio desplazándose de un nivel al siguiente. Un segundo es igual a 9,192,631,770 de estas vibraciones. El reloj está ajustado en esta frecuencia y puede mantener la hora exacta por más de un millón de años.
magine un reloj que no se adelanta ni se atrasa más de 1 s en más de un millón de años. El Instituto Nacional de Estándares y Tecnología en Boulder, Colorado, tiene un reloj atómico que hace precisamente esoï ¡un poco mejor que su alarma promedio, abuelo, o reloj cucú! Este reloj atómico sirve como el estándar internacional para el tiempo y la frecuencia. ¿Cómo funciona?
Clayton Hansen/iStockphoto
Dentro de la caja hay varias capas de blindaje magnético. En el centro del reloj hay un pequeño horno que calienta metal cesio para liberar átomos de cesio, que se colectan en un haz estrecho (1 mm de ancho). El haz de átomos pasa por un largo tubo al vacío mientras es excitado por un láser hasta que todos los átomos de cesio están en el mismo estado electrónico. Los átomos entran entonces en otra cámara llena de microondas reflectantes. La frecuencia de las microondas (9,192,631,770 ciclos por segundo) es exactamente la misma frecuencia necesaria para excitar un átomo de cesio de su estado basal al siguiente nivel de energía más alto. A continuación, estos átomos de cesio excitados emiten radiación electromagnética en un proceso conocido como fluorescencia. Circuitos electrónicos mantienen la frecuencia de las microondas a precisamente el nivel adecuado
Este reloj se actualiza automáticamente comparando el tiempo con un reloj atómico por medio de una señal de radio
la FIGURA 10.11. No es necesario memorizar estas formas, pero observe que se ven diferentes de los orbitales s o p. Cada vez que se agrega un nuevo nivel de energía principal, se añade también un nuevo subnivel. Esto tiene sentido, ya que cada nivel de energía corresponde a una distancia promedio mayor del núcleo, lo cual proporciona más espacio en cada nivel para los nuevos subniveles que contienen más orbitales. El patrón continúa con el cuarto nivel de energía principal. Tiene orbitales 4s, 4p, 4d y 4f. Existe un orbital 4s, tres orbitales 4p, cinco 4d y siete 4f. Las formas de los orbitales s, p y d son las mismas que aquellas para los niveles más bajos, pero más grandes. No consideraremos la forma de los orbitales f. Recuerde que para todos los orbitales s, p, d y f, el número máximo de electrones por orbital es de dos. Resumimos cada nivel de energía principal:
n n n n z
⫽1 ⫽2 ⫽3 ⫽4
1s 2s 3s 4s
2p 2p 2p 3p 3p 3p 4p 4p 4p
3d 3d 3d 3d 3d 4d 4d 4d 4d 4d z
z
Orbital dxz
Orbital dyz
z y
x
x
Orbital dxy
z y
y x
4f 4f 4f 4f 4f 4f 4f
y x
Orbital dz2
x
Orbital dx2 –y2
FIGURA 10.11 Los cinco orbitales d se encuentran en el tercer nivel de energía principal junto con un orbital 3s y tres orbitales 3p.
10.2
El átomo de Bohr
203
E J E M P LO A M P LIA D O 10.3 Los niveles de energía de los átomos se designan como niveles de energía principales y subniveles de energía. (a) ¿Qué etiquetas se utilizan para estos niveles de energía? (b) ¿Cuántos electrones hay en cada tipo de subnivel? SOLUCIÓN (a) La letra n se utiliza para designar los niveles de energía principales. Las letras s, p, d y f se utilizan para designar los subniveles de energía. (b) De acuerdo con la tabla periódica, hay siete (7) niveles de energía principales y 2s, 6p, 10d y 14f subniveles de energía. P R Á C TIC A 1 0 . 3 (a) ¿Cuántos electrones pueden ocupar un solo subnivel de energía? (b) ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede ocupar el tercer nivel de energía principal? Haga una lista.
FIGURA 10.12 El concepto moderno de un átomo de hidrógeno consiste en un protón y un electrón en un orbital s. El área sombreada representa una región donde el electrón puede ser encontrado con 90% de probabilidad.
El átomo de hidrógeno consiste en un núcleo (que contiene un protón) y un electrón que ocupa una región fuera del núcleo. En su estado basal, el electrón ocupa un orbital 1s, pero al absorber la energía el electrón puede excitarse y pasar a un nivel de energía más alto. El átomo de hidrógeno se puede representar como se muestra en la FIGURA 10.12. El diámetro del núcleo es de aproximadamente 10⫺13 cm, y el diámetro del orbital del electrón es de aproximadamente 10⫺8 cm. El diámetro de la nube del electrón de un átomo de hidrógeno es aproximadamente 100,000 veces mayor que el diámetro del núcleo.
10.4 Estructura atómica de los primeros 18 elementos Utilizar las reglas para escribir las configuraciones electrónicas.
OBJETIVO DE APRENDIZAJE
Hemos visto que el hidrógeno tiene un electrón que puede ocupar una variedad de orbitales en diferentes niveles de energía principales. Ahora consideraremos la estructura de los átomos con más de un electrón. Debido a que todos los átomos contienen orbitales similares a los encontrados en el hidrógeno, podemos describir las estructuras de los átomos que siguen al del hidrógeno mediante la colocación sistemática de los electrones en estos orbitales. Utilizamos las siguientes reglas:
TÉRMINOS CLAVE configuración electrónica diagrama de orbitales electrones de valencia
1. No más de dos electrones pueden ocupar un orbital. 2. Los electrones ocupan los orbitales disponibles de energía más baja. Entran en un orbital de energía mayor sólo cuando se llenan los orbitales inferiores. Para los átomos que siguen al del hidrógeno, las energías de los orbitales varían como s < p < d < f para un valor dado de n. 3. Cada orbital en un subnivel está ocupado por un solo electrón antes de que entre un segundo electrón. Por ejemplo, los tres orbitales p deben contener un electrón antes de que un segundo electrón entre en un orbital p. Podemos utilizar varios métodos para representar las estructuras atómicas de los átomos, en función de lo que estemos tratando de ilustrar. Cuando queremos mostrar tanto la composición nuclear como la estructura electrónica de cada nivel de energía principal (sin detallar orbitales), podemos utilizar un diagrama como el de la FIGURA 10.13.
9p 10n
n= 1 2e–
2 7e–
Átomo de flúor
11p 12n
n= 1 2e–
2 3 8e– 1e–
Átomo de sodio
12p 12n
n= 1 2e–
2 3 8e– 2e–
Átomo de magnesio
FIGURA 10.13 Diagramas de la estructura atómica de los átomos de flúor, sodio y magnesio. El número de protones y neutrones se muestra en el núcleo. El número de electrones se muestra en cada nivel de energía principal fuera del núcleo.
204
CAPÍTULO 10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
A menudo estamos interesados en mostrar la distribución de los electrones en un átomo en sus orbitales. Existen dos maneras de hacer esto. El primer método se denomina configuración electrónica. En este método escribimos cada tipo de orbital, que mostrando el número de electrones en él como un exponente. Una configuración electrónica se lee como sigue:
Número de electrones en los orbitales de los subniveles
6
2p Nivel de energía principal
Tipo de orbital
También podemos representar esta configuración con un diagrama de orbitales, en el que las casillas representan los orbitales (que contienen pequeñas flechas que indican los electrones). Cuando el orbital contiene un electrón, una flecha, que apunta hacia arriba (p), se coloca en la casilla. Una segunda flecha, que apunta hacia abajo (r), indica el segundo electrón en el orbital. Consideraremos cada uno de los primeros 18 elementos de la tabla periódica a su vez. El orden de llenado de los orbitales de estos elementos es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p y 4s. El hidrógeno, el primer elemento, tiene sólo un electrón. El electrón estará en el orbital 1s porque ésta es la posición más favorable (donde tendrá la atracción más grande por el núcleo). Ambas representaciones se muestran aquí:
冷c 冷
H
1s1
Diagrama Configuración orbital electrónica
El helio, con dos electrones, se puede mostrar como
He
冷cT冷
1s2
Diagrama Configuración orbital electrónica
El primer nivel de energía, con capacidad para un máximo de dos electrones, ahora está lleno. Un átomo con tres electrones tendrá su tercer electrón en el segundo nivel de energía principal. Por lo tanto, en el litio (número atómico 3), los dos primeros electrones se encuentran en el orbital 1s, y el tercer electrón está en el orbital 2s del segundo nivel de energía. El litio tiene la siguiente estructura:
Li
冷cT冷 冷c 冷 1s
1s22s1
2s
Todos los cuatro electrones del berilio están en orbitales s:
Be
冷cT冷 冷cT冷 1s
1s22s2
2s
Los siguientes seis elementos ilustran el llenado de los orbitales p. El boro tiene el primer electrón en el orbital p. Debido a que todos los orbitales p tienen la misma energía, no importa cuál de estos orbitales se llene primero:
B
冷cT冷
冷cT冷
1s
2s
冷c 冷
冷
冷
1s22s22p1
2p
El carbono es el sexto elemento. Tiene dos electrones en el orbital 1s, dos electrones en el orbital 2s y dos electrones para colocar en los orbitales 2p. Debido a que es más difícil para los electrones p aparearse que ocupar un segundo orbital p, el segundo electrón p se encuentra en un orbital p diferente. Pudiéramos mostrar esto escribiendo 2p1x 2p1y, pero es más común escribirlo como 2p2; se entiende que los electrones se encuentran en diferentes orbitales p. Los espines en estos electrones son iguales por razones que no se explicarán aquí.
C
冷cT冷
冷cT冷
1s
2s
冷c冷c冷 2p
冷
1s22s22p2
10.4
Estructura atómica de los primeros 18 elementos
El nitrógeno tiene siete electrones. Ocupan los orbitales 1s, 2s y 2p. El tercer electrón p en el nitrógeno está todavía no apareado y se encuentra en el orbital 2pz:
N
冷cT冷
冷cT冷
冷c 冷c 冷c 冷
1s
2s
2p
1s22s22p3
El oxígeno es el octavo elemento. Tiene dos electrones en los orbitales 1s y 2s, y cuatro electrones en los orbitales 2p. Uno de los orbitales 2p está ahora ocupado por un segundo electrón, que tiene un espín opuesto al del electrón que ya está en ese orbital:
O
冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷c 冷c 冷
1s
2s
2p
1s22s22p4
Los próximos dos elementos son flúor, con nueve electrones, y neón, con diez electrones:
F
冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷cT冷c 冷
1s
2s
2p
Ne
1s22s22p5
冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷
1s
2s
2p
1s22s22p6
Con el neón, el primer y segundo niveles de energía están llenos como se muestra en la TABLA 10.1. El segundo nivel de energía puede contener un máximo de ocho electrones, 2s22p6. El sodio, el elemento 11, tiene dos electrones en el primer nivel de energía y ocho electrones en el segundo nivel de energía, con el electrón restante ocupando el orbital 3s en el tercer nivel de energía:
Na
TABLA 10.1 Número atómico
冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷
冷c 冷
1s
2s
2p
3s
1s22s22p63s1
Llenado de orbitales para los primeros diez elementos* Elemento
Configuración electrónica
Orbitales 1s
2s
2p
1
H
冷c 冷
1s1
2
He
冷cT冷
1s2
3
Li
冷cT冷
冷c 冷
1s22s1
4
Be
冷cT冷
冷cT冷
1s22s2
5
B
冷cT冷
冷cT冷
冷c 冷
冷
冷
1s22s22p1
6
C
冷cT冷
冷cT冷
冷c 冷c 冷
冷
1s22s22p2
7
N
冷cT冷
冷cT冷
冷c 冷c 冷c 冷
1s22s22p3
8
O
冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷c 冷c 冷
1s22s22p4
9
F
冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷cT冷c 冷
1s22s22p5
Ne
冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷
1s22s22p6
10
*Las casillas representan los orbitales agrupados por subnivel. Los electrones se muestran mediante flechas.
205
206
CAPÍTULO 10
TABLA 10.2
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
Diagrama de orbitales y configuraciones electrónicas de los elementos 11-18
Número atómico
Elemento
Orbitales 1s
2s
2p
3s
Configuración electrónica 3p
11
Na
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷c 冷
1s22s22p63s1
12
Mg
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷
1s22s22p63s2
13
Al
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷 冷c 冷
冷
冷
1s22s22p63s23p1
14
Si
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷 冷c 冷c 冷
冷
1s22s22p63s23p2
15
P
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷 冷c 冷c 冷c 冷
1s22s22p63s23p3
16
S
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷c 冷c 冷
1s22s22p63s23p4
17
Cl
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷c 冷
1s22s22p63s23p5
18
Ar
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
1s22s22p63s23p6
El número de las columnas (grupos) 1A-7A de la tabla periódica proporciona el número de electrones de valencia de los elementos en esas columnas.
El magnesio (12), el aluminio (13), el silicio (14), el fósforo (15), el azufre (16), el cloro (17) y el argón (18) siguen en orden. La TABLA 10.2 resume el llenado de los orbitales de los elementos 11 a 18. Los electrones en el nivel de energía más externo (el más alto) de un átomo se llaman electrones de valencia. Por ejemplo, el oxígeno, que tiene la configuración electrónica de 1s22s22p4, posee electrones en el primero y segundo niveles de energía. Por lo tanto, el segundo nivel de energía principal es el nivel de valencia para el oxígeno. Los electrones 2s y 2p son los electrones de valencia. Estos electrones de valencia participan en la formación de enlaces entre átomos para formar compuestos y son de especial interés para los químicos, como veremos en el capítulo 11. EJEMPL O A MPL I A D O 1 0 . 4 ¿Cuál es la configuración electrónica de los electrones de valencia en el magnesio? SOLUCIÓN El magnesio tiene la configuración electrónica de 1s22s22p63s2. Los electrones se encuentran en el primero, segundo y tercer niveles de energía. Esto significa que los electrones de valencia están en el tercer nivel de energía. Los electrones 3s son los electrones de valencia del magnesio. La configuración electrónica para los electrones de valencia es 3s2. PRÁ C TIC A 10. 4 Proporcione la configuración electrónica de los electrones de valencia en estos elementos. (a) B
(b) N
(c) Na
(d) Cl
10.5 Estructuras electrónicas y la tabla periódica OBJETIVO DE APRENDIZAJE
Describir cómo las configuraciones electrónicas de los átomos se relacionan con su posición en la tabla periódica y escribir las configuraciones electrónicas de los elementos en función de su posición en la tabla periódica.
TÉRMINOS CLAVE
Hemos visto cómo se asignan los electrones de los átomos de los elementos 1-18. ¿Cómo se relacionan las estructuras electrónicas de estos átomos con su posición en la tabla periódica? Para responder a esta pregunta, tenemos que considerar la tabla periódica con más detalle. La tabla periódica representa los esfuerzos de los químicos para organizar los elementos de manera lógica. Los químicos de principios del siglo XIX tenían un conocimiento suficiente de las
periodo grupos o familias (de elementos) elementos representativos elementos de transición
10.5
QUÍMICA EN ACCIÓN
207
Estructura electrónica y la tabla periódica
Recopilación de los elementos
T
tanto que ahora tiene un ayudante y utiliza Mathematica, un programa informático de Wolfram Research, para ayudarse. Él también ha creado un hermoso cartel con las imágenes de los elementos de la tabla periódica. Tómese un par de minutos y visite los sitios web de Gray, disfrutará de las fotos e historias de los elementos. Él tiene algunos ejemplos realmente sorprendentes de los elementos.
© Mike Walker Photography
heodore Gray ama la recolección de muestras de elementos. Hace varios años tuvo la idea de diseñar una mesa de conferencias para su compañía, Wolfram Research en Champaign, Illinois. Construyó la mesa en la forma de la tabla periódica e hizo pequeñas casillas debajo de cada elemento para albergar una muestra de éste. Cuando estaba recopilando muestras de los elementos, empezó a darse cuenta que olvidaba de dónde había venido cada muestra. Así que empezó a tomar notas sobre cada muestra del elemento, dónde lo obtuvo, lo que era y por qué estaba allí. Gray dice: “Una vez que había recolectado tres o cuatro docenas de tales descripciones, pensé lo mejor era que las pusiera en un sitio web, porque eso es lo que haces ahora cuando tienes algo-lo pones en tu sitio web” Su colección de elementos es cada vez más extensa y contiene más de 1400 muestras. Los sitios web de Theodore Gray, http://www.theodoregray. com/ PeriodicTable y periodictable.com, incluyen datos elementales y muchas historias que son a la vez entretenidas y distractoras. Gray también ha creado videos para cada elemento desde todos los ángulos en impresionantes fotografías de alta resolución, formadas en bucles de video. Solía tomar todas las fotos él mismo, pero el proyecto ha crecido
Tehodore Gray y su mesa de conferencia de la tabla periódica que contiene muestras de cada elemento.
propiedades de los elementos para reconocer similitudes entre grupos de elementos. En 1869, el ruso Dimitri Mendeleev (1834-1907) y el alemán Lothar Meyer (1830-1895) publicaron de forma independiente arreglos periódicos de los elementos basados en el aumento de las masas atómicas. La distribución de Mendeleev es la precursora de la tabla periódica moderna y su nombre se asocia con ésta. La tabla periódica moderna se muestra al final de este libro. Cada fila horizontal en la tabla periódica se llama periodo, como se muestra en la FIGURA 10.14. Hay siete periodos de elementos. El número de cada periodo corresponde al nivel de energía
Gases nobles
Periodo
Número de grupo 1 1A
18 8A
1
1 H
2 2A
2
3 Li
4 Be
3
11 Na
12 Mg
3 3B
4 4B
5 5B
6 6B
7 7B
4
19 K
20 Ca
21 Sc
22 Ti
23 V
24 Cr
5
37 Rb
38 Sr
39 Y
40 Zr
41 Nb
6
55 Cs
56 57–71 72 Ba La–Lu Hf
7
87 Fr
88 89–103 104 Ra Ac–Lr Rf
FIGURA 10.14
9 F
Número atómico Símbolo 8
9 8B
10
25 Mn
26 Fe
27 Co
42 Mo
43 Tc
44 Ru
73 Ta
74 W
75 Re
105 Db
106 Sg
107 Bh
La tabla periódica de los elementos.
13 3A
14 4A
15 5A
16 6A
17 7A
22 He
5 B
6 C
7 N
8 O
9 F
10 Ne
11 1B
12 2B
13 13 Al
14 14 Si
15 15 P
16 16 S
17 17 Cl
18 18 Ar
28 Ni
29 Cu
30 Zn
31 Ga
32 Ge
33 As
34 Se
35 Br
36 Kr
45 Rh
46 Pd
47 Ag
48 Cd
49 In
50 Sn
51 Sb
52 Te
53 I
54 Xe
76 Os
77 Ir
78 Pt
79 Au
80 Hg
81 Tl
82 Pb
83 Bi
84 Po
85 At
86 Rn
108 Hs
109 Mt
110 Ds
111 Rg
112 Cn
113 Uut
114 Fl
115 Uup
116 Lv
117 Uus
118 Uuo
208
CAPÍTULO 10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
FIGURA 10.15 Configuración de los electrones de valencia para los primeros 18 elementos.
Ambos sistemas de numeración se muestran en la tabla periódica al final del libro.
Gases nobles 18
1 1A 1 H 1s1
2 He 1s 2
3 Li 2s1
2 2A 4 Be 2s2
3 3A 5 B 2s22p 1
14 4A 6 C 2s22p 2
15 5A 7 N 2s22p 3
16 6A 8 O 2s22p 4
17 7A 9 F 2s22p 5
10 Ne 2s22p 6
11 Na 3s1
12 Mg 3s2
13 Al 3s23p 1
14 Si 3s23p 2
15 P 3s23p 3
16 S 3s23p 4
17 Cl 3s23p 5
18 Ar 3s23p 6
más externo que contiene electrones para los elementos en ese periodo. Aquellos en el periodo 1 contienen electrones sólo en el nivel de energía 1, mientras que aquellos en el periodo 2 contienen los electrones en los niveles 1 y 2. En el periodo 3 los electrones se encuentran en los niveles 1, 2, 3, y así sucesivamente. Los elementos que se comportan de una manera similar se encuentran en grupos o familias. Éstos forman las columnas verticales de la tabla periódica. Existen dos sistemas para numerar los grupos. En un sistema, las columnas se numeran de izquierda a derecha, usando los números 1 a 18. Sin embargo, se utiliza un sistema en el que se numera las columnas con números y las letras A y B, como se muestra en la figura 10.14. Los grupos A se conocen como elementos representativos. Los grupos B son llamados elementos de transición. En este libro nos enfocaremos en los elementos representativos. Los grupos (columnas) de la tabla periódica a menudo tienen nombres de familia. Por ejemplo, el grupo en el extremo derecho de la tabla periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) se llama de los gases nobles. El grupo 1A(1) se llama de los metales alcalinos, el grupo 2A(2) de los metales alcalinotérreos y el grupo 7A(17) de los halógenos. ¿Cómo es la estructura de la tabla periódica en relación con las estructuras atómicas de los elementos? Acabamos de ver que los periodos de la tabla periódica están asociados con el nivel de energía de los electrones más externos de los átomos en ese periodo. Observe las configuraciones de los electrones de valencia de los elementos que acabamos de examinar (FIGURA 10.15). ¿Observa algún patrón? La configuración de los electrones de valencia de los elementos en cada columna es la misma. Por tanto, el comportamiento químico y las propiedades de los elementos de una familia en particular deben estar asociados a la configuración electrónica de los elementos. El número para el nivel de energía principal es diferente. Esto se espera ya que cada nuevo periodo se asocia con un nivel de energía diferente para los electrones de valencia. Las configuraciones electrónicas que siguen a estos primeros 18 elementos se vuelven largas y tediosas de escribir. A menudo se abrevia la configuración electrónica utilizando la siguiente notación: Na
[Ne]3s1
Observe con cuidado la figura 10.15, y verá que en los gases nobles los orbitales p están completos. Al colocar el símbolo del gas noble entre corchetes, podemos abreviar la configuración electrónica completa y enfocar nuestra atención en los electrones de valencia (los electrones que nos interesarán cuando estudiemos los enlaces en el capítulo 11). Para escribir la configuración electrónica abreviada para cualquier elemento, vuelva a los gases nobles anteriores y coloque su símbolo entre corchetes. A continuación escriba los electrones de valencia. He aquí algunos ejemplos:
B
1s22s22p1
Cl
1s22s22p63s23p5 [Ne] 3s23p5 2
2
6
[He] 2s22p1 1
1
La secuencia para el llenado de los orbitales es exactamente lo que esperaríamos hasta los orbitales 3p. El tercer nivel de energía se podría llenar con electrones 3d antes de que los electrones entren en los orbitales 4s, pero éste no es el caso. El comportamiento y las propiedades de los siguientes dos elementos, el potasio (19) y el calcio (20), son muy similares a los elementos de
10.5
Estructura electrónica y la tabla periódica
los grupos 1A(1) y 2A(2), respectivamente. Pertenecen claramente a estos grupos. Los otros elementos del grupo 1A(1) y del grupo 2A(2) tienen configuraciones electrónicas que indican electrones de valencia en los orbitales s. Por ejemplo, ya que la configuración de electrones está relacionada con las propiedades del elemento, debemos colocar los últimos electrones del potasio y del calcio en el orbital 4s. Sus configuraciones electrónicas son
K
1s22s22p63s23p64s1 o
[Ar] 4s1
Ca
1s22s22p63s23p64s2 o
[Ar] 4s2
PRÁCTICA 10.5 Escriba la configuración electrónica abreviada para los siguientes elementos: (a) Br (b) Sr (c) Ba (d) Te
Los elementos 21 al 30 pertenecen a los elementos conocidos como elementos de transición. Los electrones ocupan los orbitales 3d para cada uno de estos elementos. Cuando los orbitales 3d están completos, los electrones llenan los orbitales 4p para completar el cuarto periodo. Veamos la relación general entre el llenado de orbitales y la tabla periódica. La FIGURA 10.16 ilustra el tipo de llenado de orbitales y su ubicación en la tabla periódica. Los grupos largos en la tabla (designados 1A(1) 7A(17) y gases nobles) a menudo se llaman elementos representativos. Los electrones de valencia en estos elementos ocupan los orbitales s y p. El número de periodo corresponde al nivel de energía de los electrones de valencia. Los elementos en el centro de la tabla periódica (que se muestra en ) son los elementos de transición en donde están siendo llenados los orbitales d. Observe que el número de los orbitales d es uno menos que el número del periodo. Los dos periodos que se muestran en la parte inferior de la tabla de la figura 10.16 se llaman elementos de transición interna o series de los lantánidos y actínidos. Los últimos electrones en estos elementos se distribuyen en los orbitales f. El número de los orbitales f es siempre dos menos que el de los orbitales s y p. Casi siempre está disponible una tabla periódica, así que si usted entiende la relación entre los orbitales y la tabla periódica, puede escribir la configuración electrónica de cualquier elemento. Existen diversas variaciones de menor importancia a estas reglas, pero no vamos a preocuparnos por ellas en este curso.
Periodo
1 1A
1
1s
2
2s
Gases nobles 18 8A 2 2A
13 3A
Elementos de transición 4 4B
5 5B
6 6B
7 7B
8
9 8B
10
14 4A
15 5A
16 6A
2p
3
3s
3 3B
11 1B
12 2B
4
4s
3d
4p
5
5s
4d
5p
6
6s
5d
6p
7
7s
6d
7p
3p
Elementos de transición interna Bloque s
4f
Bloque p
5f
Bloque d Bloque f FIGURA 10.16
Clasificación de los elementos de acuerdo con el subnivel de electrones que está llenándose.
17 7A
1s
209
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
CAPÍTULO 10
EJEMPL O A MPLI A D O 1 0 . 5 Utilice la tabla periódica para escribir la configuración electrónica para el fósforo y el estaño. SOLUCIÓN El fósforo es el elemento 15 y se encuentra en el periodo 3, grupo 5A. La configuración electrónica debe tener un primer y segundo niveles de energía completos: Sn
P 1s22s22p63s23p3
P
[Ne]3s23p3
o
Usted puede determinar la configuración electrónica examinando a través del periodo y contando los bloques de elementos. El estaño es el elemento 50 en el periodo 5, grupo 4A(14), dos posiciones después de los metales de transición. Debe tener dos electrones en la serie 5p. Su configuración electrónica es Sn 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2
[Kr]5s24d105p2
o
Observe que la serie d de electrones siempre tiene un número de nivel de energía principal menor que el número de su periodo. PRÁ C TIC A 10. 6 Utilice la tabla periódica para escribir la configuración electrónica completa para el (a) O, (b) Ca y (c) Ti.
Los primeros químicos clasificaron los elementos basados sólo en sus propiedades observadas, pero la teoría atómica moderna proporciona una explicación del por qué las propiedades de los elementos varían de manera periódica. Por ejemplo, así como nosotros “construimos” átomos llenando orbitales con electrones, los mismos orbitales se encuentran en cada nivel de energía. Esto significa que la misma configuración electrónica vuelve a aparecer regularmente para cada nivel. Los grupos de elementos muestran propiedades químicas similares, debido a la similitud de estas configuraciones electrónicas más externas. En la FIGURA 10.17 sólo se da la configuración electrónica de los electrones más externos. Esta tabla periódica ilustra estos puntos importantes: 1. El número del periodo corresponde con el nivel de energía más alto ocupado por los electrones en ese periodo. Gases nobles
Número de grupo
1
18
1A 1
1 2 3 4 5
7
2
2
13
14
15
16
17
He
1s1
2A
3A
4A
5A
6A
7A
1s2
3
4
5
6
7
8
9
Li
Be
B
2s
2s
2s 2p
11
12
2
8
9
2
10
N
C 1
13
2s 2p
10
F
O
Ne
2s 2p
2s 2p
2s 2p
14
15
16
S
17
Cl
Ar 3s23p6
2
2
2
3
2
4
2
5
2s22p6 18
Na
Mg
3
4
5
6
7
3s1
3s2
3B
4B
5B
6B
7B
19
20
21
22
23
V
24
Cr
25
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr 4s24p6
8B 26
28
27
11
12
Al
Si
1B
2B
3s23p1
3s23p2
3s23p3
3s23p4
3s23p5
29
30
31
32
33
34
35
P
36
K
Ca
Sc
Ti
4s1
4s2
4s23d1
4s23d2
4s23d3
4s13d5
4s23d5
4s23d6
4s23d7
4s23d8
4s13d10
4s23d10
4s24p1
4s24p2
4s24p3
4s24p4
4s24p5
37
Rb
38
Sr
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
5s
5s
5s 4d
5s 4d
5s 4d
5s 4d
5s 4d
5s 4d
5s 4d
5s 4d
5s 4d
5s 4d
5s 5p
55
56
57
72
73
74
75
76
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn 6s26p6
1
6
8A
H
1
Periodo
210
2
Y 2
Zr 1
2
Nb 2
1
Tc
Mo 4
1
5
1
Ru 6
1
Pd
Rh 7
1
8
0
Ag 10
1
Cd 10
2
In 10
2
Sb
Sn 1
5s 5p 2
2
82
Te
54
I
Xe
5s 5p
5s 5p
5s 5p
83
84
85
2
3
2
4
2
5
5s25p6 86
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
6s1
6s2
6s25d1
6s25d2
6s25d3
6s25d4
6s25d5
6s25d6
6s25d7
6s15d9
6s15d10
6s25d10
6s26p1
6s26p2
6s26p3
6s26p4
6s26p5
87
88
89
104
Rf
105
Db
106
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
Uup
116
Lv
117
Uus
Uuo
7s26d2
7s26d3
7s26d4
7s26d5
7s26d6
7s26d7
7s16d9
7s16d10
7s25d10
7s27p1
7s27p2
7s27p3
7s27p4
7s27p5
7s27p6
Fr
Ra
Ac
7s1
7s2
7s26d1
FIGURA 10.17
Sg
Configuraciones electrónicas más externas.
118
10.5
Estructura electrónica y la tabla periódica
2. Los números de los grupos de los elementos representativos son iguales al número total de electrones más externos de los átomos del grupo. Por ejemplo, los elementos del grupo 7A(17) siempre tienen la configuración electrónica ns2np5. Los electrones d y f están siempre en un nivel de energía más bajo que el más alto nivel de energía principal y no se consideran como electrones más externos (de valencia). 3. Los elementos de una familia tienen la misma configuración electrónica más externa, excepto que los electrones se encuentran en diferentes niveles de energía principales. 4. Los elementos dentro de cada uno de los bloques s, p, d, f están llenando los orbitales s, p, d, f, como se muestra en la figura 10.17. 5. Dentro de los elementos de transición se producen algunas discrepancias en el orden de llenado. (La explicación de estas discrepancias y otras similares en los elementos de transición interna está más allá del alcance de este libro.)
E J E M P LO A M P LIA D O 10.6 Escriba la configuración electrónica completa de un átomo de zinc y un átomo de rubidio. SOLUCIÓN El número atómico del zinc es 30, por lo tanto tiene 30 protones y 30 electrones en un átomo neutro. Utilizando la figura 10.14, vemos que la configuración electrónica de un átomo de zinc es 1s22s22p63s2 3p64s23d10. Compruebe sumando los superíndices, que deben ser igual a 30. El número atómico del rubidio es 37, por lo tanto tiene 37 protones y 37 electrones en un átomo neutro. Con un poco de práctica en el uso de una tabla periódica, puede escribir la configuración electrónica directamente. La configuración electrónica de un átomo de rubidio es 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1. Compruebe sumando los superíndices, que deben ser igual a 37. PR Á C TIC A 1 0 . 7 Escriba la configuración electrónica completa de un átomo de galio y un átomo de plomo.
Rb
Zn
211
212
CAPÍTULO 10
10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
C A P Í T U L O
R E PA S O
10.1 Radiación electromagnética TÉRMINOS CLAVE longitud de onda frecuencia velocidad fotones
• La teoría atómica ha cambiado en los últimos 200 años: • Las primeras ideas griegas • El modelo de Dalton • El modelo de Thomson • El modelo de Rutherford • La teoría atómica moderna • Las características básicas de una onda incluyen • Longitud de onda (l) • Frecuencia (n) • Velocidad (v) • La luz es una forma de radiación electromagnética. • También se puede considerar que la luz se compone de paquetes de energía llamados fotones, que se comportan como partículas.
10.2 El átomo de Bohr TÉRMINOS CLAVE espectro de líneas cuantos estado basal orbital
• El estudio de los espectros atómicos llevó a Bohr a proponer que • Los electrones se encuentran en niveles de energía cuantizados en un átomo. • Las líneas espectrales son el resultado de la radiación de los cuantos de energía cuando el electrón pasa de un nivel superior a un nivel inferior. • Las propiedades químicas de un elemento y su posición en la tabla periódica dependen de los electrones. • Louis de Broglie sugirió que todos los objetos tienen propiedades ondulatorias. • Schrödinger creó un modelo matemático para describir a los electrones como ondas. • Los electrones se encuentran en orbitales, o regiones de probabilidad, alrededor del núcleo de un átomo.
10.3 Niveles de energía de los electrones TÉRMINOS CLAVE niveles de energía principales subniveles espín principio de exclusión de Pauli
• La teoría atómica moderna predice que • Los electrones se encuentran en niveles de energía principales discretos (n ⫽ 1, 2, 3 ...): • Los niveles de energía contienen subniveles. Número de subniveles 4f
4d 3d
4p 3p
2p
4s
3s
2s
1s
• Dos electrones ocupan cada orbital, pero deben tener espines opuestos.
10.4 Estructuras atómicas de los primeros 18 elementos TÉRMINOS CLAVE configuración electrónica diagrama de orbitales electrones de valencia
• Reglas para escribir configuraciones electrónicas: • No más de dos electrones por orbital • Los electrones llenan primero los niveles de energía más bajos: • s < p < d < f para un valor dado de n • Cada uno de los orbitales en un subnivel dado tiene un solo electrón antes de que comience el apareamiento de electrones • Para los elementos representativos, sólo los electrones en el nivel de energía más externo (electrones de valencia) pueden formar enlaces químicos.
Preguntas de repaso
213
10.5 Estructura electrónica y la tabla periódica TÉRMINOS CLAVE periodo grupos o familias (de elementos) elementos representativos elementos de transición
• Los elementos en las filas horizontales o periodos de la tabla periódica contienen elementos cuyos electrones de valencia (s y p) están por lo general en el mismo nivel de energía del número del periodo. • Los elementos que son químicamente similares están agrupados en columnas (grupos o familias) de la tabla periódica. • La configuración electrónica de los electrones de valencia de los elementos en un grupo o familia son los mismos, pero se encuentran en diferentes niveles de energía principales.
PREGUNTAS DE REPASO 1. Defina los términos de longitud de onda y frecuencia. ¿Qué símbolos suelen utilizar los químicos para representar estas cantidades? 2. ¿Cuál es el intervalo de longitud de onda de la luz visible? ¿Cuál tiene una longitud de onda más larga, la luz roja o la luz azul? 3. ¿Cuál es el nombre dado a un paquete de energía? 4. ¿Qué es un orbital? 5. ¿A qué nos referimos cuando decimos que la estructura electrónica de un átomo está en su estado basal? 6. ¿Cuál es la principal diferencia entre un orbital y una órbita de Bohr? 7. Explique cómo y por qué se modificó el modelo del átomo de Bohr para incluir el modelo de nube del átomo. 8. ¿En qué difieren los orbitales 1s y 2s? ¿En qué se parecen? 9. ¿Qué letras se utilizan para designar los tipos de orbitales? 10. Enumere los siguientes orbitales en orden creciente de energía: 2s, 2p, 4s, 1s, 3d, 3p, 4p, 3s. 11. ¿Cuántos electrones s, electrones p y electrones d son posibles en cualquier nivel de energía? 12. Dibuje los orbitales s, px, py y pz. 13. ¿En qué condiciones puede un segundo electrón ocupar un orbital que ya contiene un electrón? 14. ¿Qué es una capa de valencia? 15. ¿Cuáles son los electrones de valencia y por qué son importantes?
16. Un elemento lantánido tiene la designación 4f 3 en su estructura electrónica. ¿Cuál es el significado del 4, la f y el 3? 17. De los elementos Ir, Pb, Xe, Zr y Ag, ¿cuáles no están contenidos en los grupos de elementos representativos? 18. Desde el punto de vista de la estructura electrónica, ¿qué tienen en común los elementos del bloque p? 19. Escriba los símbolos de los elementos con números atómicos 6, 7, 8, 15 y 33. ¿Cuáles de estos elementos tienen algo en común? Explique. 20. Escriba los símbolos de los tres primeros elementos que tienen seis electrones en su nivel de energía más externo. 21. ¿Cuál es el número máximo de elementos que puede haber en un periodo? ¿Qué periodos tienen este número? 22. Desde el punto de vista del nivel de energía, ¿en qué difiere la posición del último electrón en los elementos del grupo A de la de los elementos del grupo B? 23. Encuentre las posiciones en la tabla periódica donde los elementos no están en la secuencia correcta de acuerdo a su masa atómica. (Vea la tabla periódica al final de su libro.) 24. ¿Cuáles son los nombres de los dos científicos que publicaron de forma independiente los resultados que condujeron a la creación de la tabla periódica? 25. ¿A qué científico se le atribuye la autoría de la tabla periódica moderna?
Todos los ejercicios con números azules tienen respuestas en el Apéndice 5.
EJERCICIOS EN PARES 1. ¿Cuántos electrones hay en total y cuántos de valencia hay en cada uno de los siguientes átomos neutros? (a) litio (c) calcio (b) magnesio (d) flúor
2. ¿Cuántos electrones hay en total y cuántos de valencia hay en cada uno de los siguientes átomos neutros? (a) sodio (c) fósforo (b) arsénico (d) aluminio
3. Escriba la configuración electrónica completa para cada uno de los siguientes elementos: (a) escandio (c) bromo (b) rubidio (d) azufre
4. Escriba la configuración electrónica completa para cada uno de los siguientes elementos: (a) manganeso (c) galio (d) boro (b) criptón
5. Explique cómo se producen las líneas espectrales del hidrógeno.
6. Explique cómo utilizó Bohr los datos del espectro de hidrógeno para apoyar su modelo del átomo.
7. ¿Cuántos orbitales existen en el cuarto nivel de energía principal? ¿Cuáles son y en qué periodos pueden ser encontrados?
8. ¿Cuántos electrones en total pueden estar presentes en el tercer nivel de energía principal? ¿En qué orbitales se encuentran?
9. Escriba los diagramas de orbitales de estos elementos: (a) N (b) Cl (c) Zn (d) Zr (e) I
10. Escriba los diagramas de orbitales de estos elementos: (a) Si (b) S (c) Ar (d) V (e) P
214
CAPÍTULO 10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
11. Para cada uno de los diagramas de orbitales dado, escriba las configuraciones electrónicas correspondientes. (a) O
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷c 冷c 冷
(b) Ca
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷
(c) Ar
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷
(d) Br
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冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷cT冷cT冷
(e) Fe
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷 冷cT冷c 冷c 冷c 冷c 冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷c 冷
12. Para cada uno de los diagramas de orbitales dado, escriba las configuraciones electrónicas correspondientes. (a) Li
冷cT冷 冷c 冷
(b) P
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷
冷c 冷c 冷c 冷
(c) Zn
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷cT冷cT冷
(d) Na
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷c 冷
(e) K
冷cT冷 冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷 冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷
冷c 冷
13. Identifique los diagramas de orbitales correctos abajo. Para los diagramas incorrectos vuelva a dibujar el diagrama de orbitales correcto. 1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
(a) 冷 c T 冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷c 冷
冷c 冷
(b) 冷 c T 冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷 冷c 冷c 冷c 冷
(c) 冷 c T 冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷cT冷cT冷cT冷cT冷 冷c 冷
(d) 冷 c T 冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷
冷cT冷cT冷c 冷
冷
冷
冷
冷
14. Identifique los diagramas de orbitales correctos abajo. Para los diagramas incorrectos vuelva a dibujar el diagrama de orbitales correcto. 1s
2s
2p
3s
3p
4s
4p
冷cT冷cT冷cT冷
(a) 冷 c T 冷
冷cT冷 冷c 冷c 冷c 冷
(b) 冷 c T 冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷
(c) 冷 c T 冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cc冷
(d) 冷 c T 冷
冷cT冷 冷cT冷cT冷cT冷
冷cT冷 冷cT冷c 冷c 冷
15. Identifique el elemento representado por cada uno de los diagramas de orbitales en el problema 13. 17. Si un subnivel p tiene cinco electrones, ¿cuáles orbitales ocuparán? Dibuje el subnivel utilizando flechas para representar los electrones y muestre el espín en base a la dirección de la flecha. 19. ¿Qué elementos tienen estas configuraciones electrónicas? Proporcione el símbolo y el nombre: (a) 1s22s22p5 (c) [Ne]3s23p4 (b) 1s22s22p63s1 (d) [Ar]4s23d8 21. Identifique el elemento y dibuje diagramas de orbitales para los elementos con estos números atómicos: (a) 22 (b) 18 (c) 33 (d) 35 (e) 25 23. Para cada una de las configuraciones electrónicas dadas, escriba los diagramas de orbitales correspondientes. (a) (b) (c) (d) (e)
F S Co Kr Ru
1s22s22p5 1s22s22p63s23p4 1s22s22p63s23p64s23d7 1s22s22p63s23p64s23d104p6 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d 6
3d
冷c 冷c 冷
冷
冷
冷
16. Identifique el elemento representado por cada uno de los diagramas de orbitales en el problema 14. 18. Si un subnivel d tiene siete electrones, ¿cuáles orbitales ocuparán? Dibuje el subnivel utilizando flechas para representar los electrones y muestre el espín en base a la dirección de la flecha. 20. ¿Qué elementos tienen estas configuraciones electrónicas? Proporcione el símbolo y el nombre: (a) 1s22s22p1 (b) 1s22s22p63s23p2
(c) [Xe]6s24f 145d106p2 (d) [Kr]5s24d105p4
22. Identifique el elemento y dibuje diagramas de orbitales para los elementos con estos números atómicos: (a) 15 (b) 30 (c) 20 (d) 34 (e) 19 24. Para cada una de las configuraciones electrónicas dadas, escriba los diagramas de orbitales correspondientes. (a) (b) (c) (d) (e)
Cl Mg Ni Cu Ba
1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p64s23d 8 1s22s22p63s23p64s23d 9 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2
Ejercicios adicionales 25. Identifique estos elementos a partir de sus diagramas de estructura atómica: 16p (a) 16n 2e- 8e- 6e(b) 28p 2e- 8e- 16e- 2e32n 27. ¿Por qué el undécimo electrón del átomo de sodio se encuentra en el tercer nivel de energía y no en el segundo? 29. ¿Qué estructura electrónica tienen en común los gases nobles? 31. ¿Qué relación existe entre los elementos de un periodo? 33. ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada uno de los siguientes elementos? (a) C (b) S (c) K (d) I (e) B 35. ¿Qué tienen en común las estructuras electrónicas de los metales alcalinos? 37. Elija las estructuras electrónicas que representan a elementos de la misma familia química: (a) 1s22s1 (e) 1s22s22p63s23p6 2 2 4 (b) 1s 2s 2p (f) 1s22s22p63s23p64s2 2 2 2 (c) 1s 2s 2p (g) 1s22s22p63s23p64s1 2 2 6 2 4 (d) 1s 2s 2p 3s 3p (h) 1s22s22p63s23p64s23d1 39. En la tabla periódica el calcio, elemento 20, está rodeado de los elementos 12, 19, 21 y 38. ¿Cuál de éstos tiene propiedades físicas y químicas más parecidas a las del calcio? 41. Clasifique los siguientes elementos como metales, no metales o metaloides (repase el capítulo 3 si necesita ayuda): (a) potasio (c) azufre (b) plutonio (d) antimonio 43. Localice el antimonio en la tabla periódica. (a) Escriba la configuración electrónica completa para un átomo de antimonio. (b) Escriba la configuración electrónica abreviada para un átomo de antimonio. (c) ¿Cuántos electrones de valencia tiene el antimonio? (d) Subraye los electrones de valencia en la configuración electrónica abreviada. 45. ¿En qué periodo y grupo aparece por primera vez un electrón en un orbital f? 47. ¿Cuántos electrones hay en el nivel de valencia de los elementos de los grupos 7A(17) y 7B(7)? ¿Por qué son diferentes? 49. Determine la identidad del elemento que contiene exactamente (a) tres electrones 4p en el estado basal (b) siete electrones 3d en el estado basal (c) un electrón 2s en el estado basal (d) cinco electrones 3p en el estado basal
215
26. Realice un diagrama de las estructuras atómicas (como en el ejercicio 25) para estos elementos: (a) (b)
27 13Al 48 22Ti
28. ¿Por qué el último electrón en el potasio se encuentra en el cuarto nivel de energía y no en el tercero? 30. ¿Qué hace únicos a los gases nobles desde el punto de vista electrónico? 32. ¿Qué relación existe entre los elementos de un grupo? 34. ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada uno de los siguientes elementos? (a) N
(b) P (c) O
(d) Ba (e) Al
36. ¿Por qué esperaría que los elementos zinc, cadmio y mercurio estén en la misma familia química? 38. Elija las estructuras electrónicas que representan a elementos de la misma familia química: (a) (b) (c) (d)
[He]2s22p6 [Ne]3s1 [Ne]3s2 [Ne]3s23p3
(e) (f) (g) (h)
[Ar]4s23d10 [Ar]4s23d104p6 [Ar]4s23d 5 [Kr]5s24d10
40. En la tabla periódica el fósforo, el elemento 15, está rodeado de los elementos 14, 7, 16 y 33. ¿Cuál de éstos tienen propiedades físicas y químicas más parecidas a las del fósforo? 42. Clasifique los siguientes elementos como metales, no metales o metaloides (repase el capítulo 3 si necesita ayuda): (a) yodo (c) molibdeno (b) tungsteno (d) germanio 44. Localice el selenio en la tabla periódica. (a) Escriba la configuración electrónica completa para un átomo de selenio. (b) Escriba la configuración electrónica abreviada para un átomo de selenio. (c) ¿Cuántos electrones de valencia tiene el selenio? (d) Subraye los electrones de valencia en la configuración electrónica abreviada. 46. ¿En qué periodo y grupo aparece por primera vez un electrón en un orbital d? 48. ¿Cuántos electrones hay en el nivel de valencia de los elementos de los grupos 3A(13) y 3B(3)? ¿Por qué son diferentes? 50. Determine la identidad del elemento que contiene exactamente (a) dos electrones 6p en el estado basal (b) cinco electrones 4f en el estado basal (c) un electrón 4p en el estado basal (d) siete electrones 5d en el estado basal
EJERCICIOS ADICIONALES 51. Usando sólo la tabla periódica, explique cómo se podrían determinar el nivel de energía de valencia y el número de electrones de valencia. 52. Usando sólo la tabla periódica, escriba la configuración electrónica completa para cada uno de los siguientes elementos. Encierre en un círculo los electrones de valencia. (a) Mg (b) P (c) K (d) F (e) Se (f) N 53. ¿Cuáles de los siguientes tendrían el mismo número de electrones de valencia? (a) Na⫹ (b) O (c) Li (d) F⫺ (e) Ne
54. Nombre el grupo en el que aparece cada uno de los elementos siguientes: (a) (b) (c) (d) (e) (f)
1s22s22p5 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p64s23d104p6 1s2 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1
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CAPÍTULO 10
Teoría atómica moderna y la tabla periódica
O. Louis Mazzatenta/NG Image Collection
55. El cromo es un metal de color plata brillante que se ha utilizado durante siglos para evitar la corrosión. Espadas de bronce y otras armas descubiertas en fosas comunes de la Dinastía Qin fueron recubiertas con cromo y no se habían corroído en absoluto desde que fueron sepultadas. Actualmente muchos artículos se recubren con una capa de cromo como un revestimiento y decorativo y protector.
59. Escriba la configuración electrónica de cada uno de los siguientes átomos neutros. (Puede que tenga que consultar la figura 3.2.) (a) los cuatro elementos más abundantes en la corteza terrestre, el agua de mar y el aire (b) los cinco elementos más abundantes en el cuerpo humano 60. Proporcione el número máximo de electrones que pueden residir en: (a) un orbital p (b) un subnivel d (c) el tercer nivel de energía principal (d) un orbital s (e) un subnivel f 61. Indique los nombres de cada uno de los siguientes elementos en función de la información dada: (a) el segundo elemento en el periodo 3 (b) [Ne]3s23p3 (c) 冷 c T 冷 1s
(a) En ocasiones la configuración electrónica real de los elementos difiere de la prevista por la tabla periódica. La configuración electrónica determinada experimentalmente para el cromo es 1s22s2p6 3s23p64s13d5. ¿Es ésta la configuración electrónica que podría predecirse basándose en la tabla periódica? Si no, ¿cuál es la configuración predicha por la tabla periódica para el cromo? (b) El cromo tiene una densidad de 7.19 g/cm3. ¿Cuántos átomos de cromo están contenidos en una muestra de 5.00 cm3 de cromo? (c) Si el radio de un átomo de cromo es de 1.40 ⫻ 10⫺8 cm, ¿cuál es el volumen aV ⫽
4 r 3 b de un solo átomo de cromo? 3
冷cT冷
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2s
2p
3s
3p
62. ¿Por qué el espectro de emisión del nitrógeno revela muchas más líneas espectrales que el del hidrógeno? 63. Anote el primer elemento en la tabla periódica que satisface cada una de estas condiciones: (a) un conjunto completo de orbitales p (b) dos electrones 4p (c) siete electrones de valencia (d) tres electrones desapareados 64. En el grupo 7A(17) los dos primeros elementos son gases, el siguiente es un líquido y el cuarto es un sólido. ¿Qué tienen en común que les lleva a estar en el mismo grupo? 65. Explique por qué no está permitida cada una de las siguientes configuraciones electrónicas para un subnivel p. (a) ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
3
(d) ¿Cuántos átomos de cromo ocupan un volumen de 5.00 cm ? 56. Cualquiera que vea los fuegos artificiales disfruta de sus hermosos colores. Éstos son producidos por la adición de diferentes elementos a la mezcla de combustibles en los fuegos artificiales. El rojo es producido por la adición de calcio, el amarillo agregando sodio y el azul añadiendo cobre. Explique por qué la adición de diferentes elementos puede dar a los fuegos artificiales sus colores característicos. 57. Desde hace tiempo se especula que Wolfgang Amadeus Mozart pudo haber sido envenenado por un rival. Existe alguna evidencia de que podría haber sido intoxicado por un compuesto de antimonio. Este compuesto habría sido prescrito por su médico, sin embargo, al parecer no hubo crimen. ¿Cuál es la configuración electrónica del antimonio? 58. Un perro es sospechoso de atacar a una corredora en el parque. Esta corredora llevaba un brillo de labios perlado que contiene hipoclorito de bismuto, un compuesto de uso frecuente en los cosméticos para dar este efecto nacarado. Al analizar un residuo en la piel del perro, se detecta este compuesto dando apoyo adicional a la reclamación de la víctima. Escriba las configuraciones electrónicas completa y abreviada del bismuto.
(b) ↓ ↑ ↓ ↑
66. ¿Cómo se producen los espectros de líneas de un átomo? (Responda esto a un nivel atómico) 67. ¿A qué se refiere con el término estado basal? Escriba la configuración electrónica de un átomo de carbono en el estado basal. Escriba una configuración electrónica posible de un átomo de carbono en un estado excitado (es decir, no en el estado basal). 68. ¿En qué grupos se encuentran los elementos de transición? 69. ¿En qué difieren las estructuras electrónicas de los elementos de transición de las de los elementos representativos? 70. Los números atómicos de los gases nobles son 2, 10, 18, 36, 54 y 86. Sin ver una tabla periódica, determine los números atómicos de los elementos que tienen cinco electrones en su capa de valencia. 71. ¿Cuál es el nombre de la familia para (a) el grupo 1A(1)? (b) el grupo 2A(2)? (c) el grupo 7A(17)? 72. ¿Qué subnivel se está llenando en (a) el periodo 3, grupos 3A(13) a 7A(17)? (b) el periodo 5, de los elementos de transición? (c) la serie de los lantánidos?
Respuestas a los ejercicios de práctica 73. Clasifique cada uno de los siguientes como un gas noble, un elemento representativo o un metal de transición. Indique si el elemento es un metal, no metal o metaloide. (a) Na (d) Ra (b) N (e) As (c) Mo (f) Ne 74. Si el elemento 36 es un gas noble, ¿en qué grupos esperaría que estuvieran los elementos 35 y 37?
217
76. ¿Cuál es la relación entre dos elementos si (a) uno de ellos tiene 10 electrones, 10 protones y 10 neutrones, y el otro tiene 10 electrones, 10 protones y 12 neutrones? (b) uno de ellos tiene 23 electrones, 23 protones y 27 neutrones, y el otro tiene 24 electrones, 24 protones y 26 neutrones? 77. ¿Hay algún patrón para la localización de los gases en la tabla periódica?, ¿para la ubicación de los líquidos?, ¿para la ubicación de los sólidos?
75. Escriba un párrafo que describa las características generales de la tabla periódica.
EJERCICIOS DE DESAFÍO 78. Un electrón de valencia en un átomo de azufre es excitado por el calentamiento de una muestra. El electrón pasa desde el orbital s al orbital p. ¿Cuál es la configuración electrónica del átomo de azufre excitado y cuál sería la apariencia del diagrama de orbitales? 79. El elemento 87 está en el grupo 1A(1), periodo 7. ¿En cuántos niveles de energía principales se encuentran los electrones? Describa su nivel de energía más externo. 80. Utilice la tabla periódica para explicar por qué los metales tienden a perder electrones y los no metales tienden a ganar electrones.
81. Muestre cómo la tabla periódica ayuda a determinar la configuración prevista de electrones para cualquier elemento. 82. Un metal alcalinotérreo, M, se combina con un haluro, X. ¿El compuesto resultante será iónico o covalente? ¿Por qué? ¿Cuál es la estructura de Lewis de este compuesto? 83. "Todos los electrones en los átomos con números atómicos pares están apareados" ¿Es esta afirmación cierta o falsa? Explique su respuesta utilizando un ejemplo.
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE PRÁCTICA 10.1
2λ
104
(a) 2s22p1
(c) 3s1
(b) 2s22p3
(d) 3s23p5
10.5 (a) [Ar]4s24p5
(c) [Xe]6s2
(b) [Kr]5s2 10.6 (a) O 10.2 Un fotón es un pequeño paquete de energía de radiación electromagnética y tiene la propiedad de una partícula y una onda. Viaja a la velocidad de la luz, 3.00 ⫻ 108 metros por segundo. 10.3 (a) Dos electrones. Principio de exclusión de Wolfgang Pauli. (b) 1s22s22p63s23p6 para un total de 18 electrones.
(d) [Kr]5s25p4 2
2
1s 2s 2p4
(b) Ca
1s22s22p63s23p64s2
(c) Ti
1s22s22p63s23p64s23d2
10.7 Ga, 1s22s22p63s23p64s23d104p1 Pb, 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f 145d106p2
Esta nueva edición presenta a la química como una asignatura moderna y vital, y está diseñada para que la introducción a la química sea accesible a todos los lectores. El enfoque central es el mismo desde la primera edición: hacer a la química interesante y comprensible, y mostrar las habilidades de resolución de problemas que le serán de gran utilidad. Entre las principales características se encuentran: Los objetivos de aprendizaje destacan el concepto que se enseña en cada sección. Estos objetivos están vinculados con el ejemplo, problemas de práctica y ejercicios de repaso, para ayudar al estudiante a dominar cada módulo. Los términos importantes se resaltan en negritas, y donde se definen y enlistan en gris al comienzo de cada sección. Todos los términos clave que figuran en el repaso del capítulo también se definen en el glosario. Los ejemplos resueltos muestran a los estudiantes la forma de resolver problemas utilizando las estrategias y los mapas de resolución antes de que se les pida resolver problemas por su cuenta. Los problemas de práctica permiten el refuerzo inmediato de la técnica mostrada en los problemas de ejemplo. Las respuestas se encuentran al final del capítulo, para animar a los estudiantes a revisar la solución del problema inmediatamente. Las notas al margen ayudan a los estudiantes a entender los conceptos básicos y las técnicas de resolución de problemas. Éstas se encuentran en color azul, para distinguirlas claramente de los términos del texto y vocabulario. Hemos añadido un nuevo autor, Cary Willard , del Grossmont College en California. Cary revisó los materiales al final del capítulo y adicionó nuevos ejercicios, incluyendo muchas aplicaciones en los ámbitos de interés para nuestros estudiantes.
ISBN-13: 978-607-526-656-5 ISBN-10: 607-526-656-9
9 786075 266565