1. PRIMEROS MODELOS
2. ESPECTROS ATÓMICOS
3. MODELO DE BOHR
4. MODELO MECANOCUÁNTICO
5. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Irène Joliot-Curie (1897-1956) Nobel de Química 1935	Maria Goeppert-Mayer (1906-1972) Nobel de Física 1963

    Irène Joliot-Curie, francesa e hija de Marie Curie, recibe en 1935 en premio Nobel de Química junto a su marido Frédéric Joliot, «por sus trabajos en la síntesis de nuevos elementos radiactivos». Los dos trabajaron en las reacciones en cadena y en los requisitos para la construcción acertada de un reactor nuclear que utilizara la fisión nuclear controlada para generar energía mediante el uso de uranio y agua pesada.

    En 1932, Joliot-Curie y su esposo Frédéric tuvieron acceso al polonio de Marie. Realizaron experimentos utilizando rayos gamma para identificar el positrón . Aunque sus experimentos identificaron tanto el positrón como el neutrón, no lograron interpretar el significado de los resultados y los descubrimientos fueron posteriormente reclamados por Carl David Anderson y James Chadwick respectivamente. Sin embargo, en 1933, Joliot-Curie y su esposo fueron los primeros en calcular la masa exacta del neutrón.

    En 1934, los Joliot-Curie finalmente hicieron el descubrimiento que les daría su lugar relevante en la historia de la ciencia. Basándose en el trabajo de Marie y Pierre Curie, que habían aislado elementos radiactivos naturales, los Joliot-Curie realizaron el sueño del alquimista de convertir un elemento en otro: crear nitrógeno radiactivo a partir de boro, isótopos radiactivos de fósforo a partir de aluminio y silicio a partir de magnesio, en un proceso que se conoce como radiactividad artificial o inducida. Para entonces, la aplicación de materiales radiactivos para su uso en medicina estaba creciendo y este descubrimiento permitió crear materiales radiactivos de forma rápida, económica y abundante. El Premio Nobel de Química en 1935 trajo consigo la fama y el reconocimiento de la comunidad científica, y Joliot-Curie recibió una cátedra en la Facultad de Ciencias.

    Maria Goeppert-Mayer, nacida en Polonia y afincada luego en Estados Unidos, es la segunda mujer en recibir el premio Nobel de Física después de Marie Curie. Lo recibe en 1963 «por sus descubrimientos sobre la estructura de las capas nuclear». El modelo de capas nuclear es muy parecido al planteado para el caso de la corteza electrónica "el modelo de capas electrónico". El modelo fue propuesto en 1949 a partir de los trabajos desarrollados independientemente por parte de varios físicos, en particular Eugene Paul Wigner, Maria Goeppert-Mayer y J. Hans D. Jensen, que compartieron en 1963 el Premio Nobel de Física por sus contribuciones.

PRIMEROS MODELOS

   El filósofo griego Demócrito (Abdera, Tracia, 460 a. C. - 370 a. C.) desarrolló la “teoría atómica del universo”, concebida por su mentor, el filósofo Leucipo.

   Esta teoría, al igual que todas las teorías filosóficas griegas, no apoya sus postulados mediante experimentos, sino que se explica mediante razonamientos lógicos. La teoría atomista de Demócrito y Leucipo se puede esquematizar así:

•  Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles.
•  Los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas.
•  Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

   Defiende que toda la materia no es más que una mezcla de elementos originarios que poseen las características de inmutabilidad y eternidad, concebidos como entidades infinitamente pequeñas y, por tanto, imperceptibles para los sentidos, a las que Demócrito llamó átomos (ἄτομοι), término griego que significa tanto "que no puede cortarse" como "indivisible".

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

   A principios del XIX, el ingles John Dalton (1766 - 1844), utilizó dos leyes fundamentales de las reacciones químicas, la "Ley de conservación de la masa de Lavoisier" (La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción) y la "Ley de proporciones constante de Proust" (Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.) como base de una teoría atómica.

   Se resume esta teoría en los siguientes postulados:

•  Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas que llamamos átomos.
•  Todos los átomos de un elemento dado son idénticos entre sí. Los átomos de elementos distintos difieren en masa y en las demás propiedades. 
•  Los átomos de un elemento no se transforman en otros átomos distintos durante las reacciones químicas. Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.
•  Se forman compuestos cuando se combinan átomos de diferentes elementos. Cada compuesto siempre tiene los mismos átomos y en la misma proporción.

   Esta teoría atómica condujo a Dalton a enunciar la "Ley de las proporciones múltiples", que establece lo siguiente: Si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.

   Este modelo de Dalton es de gran utilidad para justificar las leyes de las reacciones químicas, pero no nos proporciona información útil sobre los átomos, no sabemos cómo son, sólo sabemos que existen.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

   Los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos magnéticos y eléctricos permitieron el descubrimiento del electrón. El famoso experimento de gota de aceite de Millikan proporcionó la masa del electrón. El descubrimiento de la radioactividad (la emisión espontánea de radiación por átomos) fue una prueba de la complejidad del átomo.

   La existencia del electrón en los átomos animó a los científicos a proponer hipótesis sobre su situación en el átomo.

   A principios del siglo XX el inglés J. J. Thomson propone un nuevo modelo de átomo, pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban incrustados los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva. Se conoce a este modelo como el "modelo del pastel de pasas"; seguramente de vivir hoy en día le hubiera llamado "modelo de la galleta de pepitas de chocolate". 

   Este modelo explica hechos como la electrización pero no informa de la naturaleza y localización de la carga positiva del átomo.

   Este modelo es muy limitado, pues sólo puede explicar algunos hechos experimentales como la electrización. Nos dice que el átomos tiene electrones que se pueden arrancar, pero poco más. ¿De qué está hecho el restos del átomo? No nos lo dice. De todas formas tiene el mérito de ser el primer modelo que intenta explicar el comportamiento de los átomos.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

   Un experimento clave en la historia de los modelos atómicos es el experimento de Rutherford. El experimento de Rutherford, también llamado experimento de la lámina de oro, fue realizado por sus discípulos Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, y publicado en 1911,  bajo la dirección del neozelandés Ernest Rutherford en los Laboratorios de Física de la Universidad de Manchester. Los resultados obtenidos y el posterior análisis tuvieron como consecuencia la negación del modelo atómico de Thomson y la propuesta de un modelo nuclear para el átomo.

   El experimento consistía en la emisión de partículas radiactivas alfa, α, por parte de un material radiactivo, polonio. Estas partículas tienen una masa equivalente al átomo de helio, y unas 8000 veces mayor que la masa del electrón. El material radiactivo se coloca en el interior de una caja de plomo con un orificio que solo permite la emisión de partículas alfa en una dirección. Las partículas alfa se dirigen a un pan de oro, lámina muy fina de este material, con el que impactan. Una pantalla de ZnS permitía ver donde impactaban las partículas alfa. 

   Según el modelo de Thomson las partículas α deberían atravesar la lámina de oro sin desviarse, pero no era eso lo que se observaba. La mayoría de las partículas atravesaban la lámina de oro sin desviarse lo más mínimo, algunas partículas desviaban sus trayectorias y otras, muy pocas, salían rebotadas. Estos hechos ayudaron a Rutherford a proponer un nuevo modelo. 

   Para Rutherford el hecho sorprendente era que algunas partículas, muy pocas, rebotaran. Decía: "Era casi tan increíble como si se disparara un proyectil de 15 pulgadas a un trozo de papel de seda y volviera y te golpeara".

   Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío, por tanto que es hueco. La desviación de las partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen carga positiva, pues la desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las partículas alfa indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa, que denominó núcleo. Por tanto el átomo estaría formado por un núcleo muy denso cargado positivamente y un gran espacio vacío alrededor del mismo, en donde se moverían los electrones.

   El modelo atómico de Rutherford mantenía el planteamiento de Thomson, de que los átomos poseen electrones, pero su explicación sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y una corteza. El núcleo debía tener carga positiva, un radio muy pequeño y en él se concentraba casi toda la masa del átomo. La corteza estaría formada por una nube de electrones que orbitan alrededor del núcleo. Se conoce a este modelo como "modelo planetario del átomo". 

   Aunque este modelo explicaba el hecho experimental de la dispersión de las partículas alfa presenta dos grandes limitaciones. Primero, si los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo, son cargas eléctricas que experimentan una aceleración. Según la teoría electromagnética de Maxwel si los electrones experimentan una aceleración al girar sobre el núcleo deben emitir energía, y por tanto irán cayendo sobre el núcleo aniquilando el átomo, algo que evidentemente no sucede. Segundo, este modelo no es capaz de explicar los espectros atómicos.

ESPECTROS ATÓMICOS

   Las longitudes de onda de las rayas de los espectros están relacionadas con sus frecuencias.

Fórmula de Rydberg (Wikipedia), es propuesta por Johannes Rydberg en 1888, con ella se pueden calcular las longitudes de onda de las líneas espectrales del hidrógeno y de otros elementos con un solo electrón, llamados átomos hidrogenoides..

Serie de Balmer (Wikipedia), esta es la serie espectral del hidrógeno que cae dentro del espectro visible, la que podemos ver con un espectroscopio. Corresponde a las transiciones entre el segundo nivel y cualquier nivel superior, por tanto en ella n₁ = 2 y n₂ ≥ 3.

   Ecuación de Rydberg para el hidrógeno:

El inverso de la longitud de onda se conoce como número de ondas, y se puede conocer a partir de los niveles entre los que se produce la transición electrónica ,con  n₁ para el nivel más interno, y n₂ para el nivel más externo, R_H=1,09678·10⁷m⁻¹

SIMULACIÓN: VISOR DE ESPECTROS, en educaplus.org

• ¿Cómo construir un espectroscopio con un CD?

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

MODELO DE BOHR

Vídeo: Quince minutos en la vida de un electrón.

   El modelo del danés Niels Bohr, que propone en 1913, es un intento de dar consistencia al modelo de Rutherford, evitando los inconvenientes de la electrodinámica clásica e introduciendo las ideas de cuantización de Planck. Propone los siguientes postulados:

   Postulados de Bohr:

I. El electrón gira alrededor del núcleo del átomo en una órbita circular. Las órbitas electrónicas son estacionarias y el electrón cuando se mueve en ellas, no radia energía.

II. El impulso angular del electrón, L [L= r x p = r x (m· v); para una órbita circular, es L = rmv ] está cuantizado, lo que significa que de las infinitas órbitas que podría tener, sólo son posibles las que cumplen que el impulso angular es un múltiplo entero de h/2π (h es la constante de Plank)

III. Cuando un electrón "salta" desde una órbita superior, de energía E₂, a otra inferior, de energía E₁, la energía liberada se emite en forma de radiación. La frecuencia (f) de la radiación viene dada por la expresión: E₂ - E₁ = h·f (h es la constante de Plank)

   Entre los aciertos de este modelo podemos destacar:

•  Justifica la estabilidad del átomo proponiendo las órbitas estacionarias. Sólo están permitidas órbitas que presentan un momento angular múltiplo de h/2π. Aparece un número, n, denominado número cuántico principal, que puede tomar valores n = 1, 2, 3, ..., ∞ .
•  Permite calcular las longitudes de onda de las rayas espectrales del hidrógeno. Permite deducir la ley de Balmer-Rydberg sobre las series espectrales del hidrógeno.
•  Permite calcular las energías y radios de las orbitas electrónicas para el átomo de hidrógeno y demás átomos hidrogenoides.

   Pero también presenta una serie de limitaciones, como:

•  No permite explicar los espectros de los átomos polielectrónicos.
•  No explica los espectros del hidrógeno en presencia de campos magnéticos (Efecto Zeeman). No explica el desdoblamiento de líneas que aparecen en estos espectros.
•  Mezcla ideas clásicas con ideas cuánticas para explicar el comportamiento de los electrones en el átomo.

El átomo (UM 49)

   La complejidad que presentaban los espectros polielectrónicos se intentaron explicar con refinamientos de este modelo.

   En 1916 Sommerfeld propone que las órbitas electrónicas sean elípticas. Cada nivel n presenta varios subniveles que dan cuenta del desdoblamiento de líneas espectrales. Propone un nuevo número cuántico, l, número cuántico secundario, que puede tomar los valores l = 0, 1, 2,…(n−1).

   El desdoblamiento de líneas del Efecto Zeeman obligó a introducir un nuevo número cuántico, m, número cuántico magnético, que daba cuenta de las orientaciones de las órbitas dentro de un campo magnético. Sus posibles valores son m = −l,..., 0, ..., +l

   Por último hubo que introducir un último número cuántico para explicar lo que se conocía como efecto Zeeman anómalo, desdoblamiento de todos los subniveles cuando los espectros se realizaban con más resolución. Este número cuántico se conoce como, s, número cuántico de espín. Tiene valores de +1/2 y −1/2

   Estos números cuánticos no son consecuencia de la teoría sino que se tienen que introducir para poder explicar los hechos experimentales.

MODELO MECANOCUÁNTICO

   Louis de Broglie, en 1924, presenta su tesis doctoral, titulada "Investigaciones sobre la teoría cuántica", en la que basándose en los trabajos de Einstein y Planck propone un modelo de dualidad onda-partícula para la materia. Si bien ya se demostrara que las ondas se pueden comportar como partículas, él propone también que las partículas se pueden comportar como ondas, presentando los electrones fenómenos de difracción o interferencia típicos del comportamiento ondulatorio.

   Hipótesis de De Broglie, dualidad onda-corpúsculo: Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda electromagnética cuya longitud de onda viene dada por:

   Dado que la constante de Planck es un número muy pequeño sólo se apreciarán propiedades ondulatorias en partículas con masas muy pequeñas, como el electrón. En masas mucho más grandes estas propiedades ondulatorias serán despreciables.

   Principio de incertidumbre de Heisenberg: (Propuesto en 1927) No se puede determinar simultáneamente y con precisión ciertos pares de variables físicas, como la posición y la cantidad de movimiento de una partícula, o la energía y el tiempo. Cuanta más precisión tengamos en la determinación de la posición de un partícula menos precisión tendremos en el cálculo de su velocidad. 

   Este principio introduce el concepto de probabilidad en el átomo, ya no podemos conocer con precisión la posición y velocidad del electrón en el átomo, sólo podremos conocer dónde es máxima la probabilidad de encontrarlo.

Partículas y ondas (UM 50)

   Estas ideas dieron paso a una nueva mecánica, que rompía definitivamente con la mecánica clásica, se trata de la mecánica cuántica.

   En 1926 el austríaco Erwin Schrödinger formula su mecánica cuántica ondulatoria basada en la naturaleza ondulatoria del electrón. El electrón se describe a través de una ecuación de onda, ψ, atendiendo a su naturaleza ondulatoria. Heisenberg llega a las mismas conclusiones a través de su mecánica cuántica matricial.

   La solución de la ecuación de Schrödinger:

permite describir el átomo según esta mecánica ondulatoria. De la resolución de esta ecuación se obtienen las funciones de onda que describen el comportamiento del electrón y los valores de la energía de los electrones en el átomo. Estas soluciones se obtienen fruto de unos números cuánticos que ya no hay que introducir, aparecen como parámetros de la propia ecuación.

   El cuadrado de la función de onda, ψ², representa la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada zona del espacio. Ya no hablamos de órbitas para describir el movimiento del electrón, sino de orbitales. Un orbital es la zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es mayor del 90%.

   Sólo son posibles determinadas soluciones para la ecuación de Schrödinger. Estas soluciones dependen de unos parámetros o números cuánticos.

   Número cuántico principal (n): n sólo toma valores enteros positivos, n = 1, 2, 3, 4... Indica el nivel energético en el que se encuentra el electrón. Cuanto mayor sea mayor será la energía del electrón y mayor será el volumen del orbital, lo que significa menos estabilidad.

   Número cuántico de momento angular (l): l toma valores que van desde 0 a n−1, l = 0, 1, 2, ..., n−1. Nos indica la forma de los orbitales de cada nivel n. l = 0 (orbital s), l = 1 (orbital p), l = 2 (orbital d), l = 3 (orbital f), etc. Cuanto mayor sea l mayor será la energía del electrón en cada nivel energético para átomos polielectrónicos.

   Número cuántico magnético (m): m toma valores que van desde −l hasta +l, pasando por el cero. m = −l, ..., 0, ..., +l. m determina la orientación espacial del orbital. Indica el número de orbitales de cada subnivel, en cada subnivel hay 2·l+1 orbitales del mismo tipo. 
l = 0, m sólo toma un valor, m = 0, indica que los orbitales s son únicos.
l = 1, m toma 3 valores, m = 1, 0,−1, indica que los orbitales p siempre aparecen de tres en tres.
l = 2, m toma 5 valores, m = 2, 1, 0,−1, −2, indica que los orbitales d siempre aparecen de cinco en cinco.
l = 3, m toma 7 valores, m = 3, 2, 1, 0, −1, −2, −3, indica que los orbitales f siempre aparecen de siete en siete.

   Número cuántico de espín (s): s toma dos posibles valores para cada electrón, s = +1/2, −1/2. Indica los dos posibles sentidos de rotación del electrón respecto a su eje. 

   Estos números cuánticos surgen ahora de la resolución de la ecuación de Schrödinger. No tenemos que añadirlos para justificar unos hechos experimentales, sino que surgen de la propia teoría, lo que le da más valor a la misma.

   La forma de los orbitales atómicos la puedes ver en el siguiente enlace. Recuerda que el orbital representa la zona del átomo donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta.

    Orbitales atómicos (Wikipedia)

   Las cuerdas, vibrando entre dos puntos, nos pueden ayudar a entender la cuantización en el átomo. Sólo son posibles ciertas formas de vibrar para la cuerda, de la misma forma que sólo son posibles ciertas funciones de onda y ciertas energías para los electrones en el átomo.

   El siguiente vídeo también te puede servir de repaso:

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

   Para conocer la configuración electrónica, es decir cómo se reparten los electrones entre los distintos orbitales, será suficiente conocer unas pocas reglas. Estas reglas se deducen de los números cuánticos que surgen de resolver las ecuaciones de onda que la mecánica cuántica propone para explicar el comportamiento de los electrones en el átomo.

1. Los electrones se distribuyen por capas desde la de más baja energía, la 1, a las siguientes. Esto depende del número cuántico principal, n. Puede tener los siguientes valores, n = 1, 2, 3,...

2. En cada capa hay distintos tipos de orbitales. Estos pueden ser orbitales s, orbitales p, orbitales d y orbitales f. Depende del número cuántico de momento angular, l. Puede tener los siguientes valores, l = 0, hasta n-1. Si l = 0 orbital s, si l = 1 orbital p, si l = 2 orbital d, si l = 3 orbital f.

SIMULACIÓN: ORBITALES ATÓMICOS, en educaplus.org

3. En cada capa hay tantos tipos de orbitales como indica el número de la capa. Así en la capa 1 sólo hay orbitales s, en la 2 orbitales s y p, en la 3 orbitales s, p y d, y en la 4 orbitales s, p, d y f.

4. En cada orbital sólo caben 2 electrones como máximo. Depende del número cuántico de spin, s. Puede tener los siguientes valores, s = +1/2, −1/2

Esta regla responde al Principio de exclusión de Pauli, que dice: En el átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Si hubiera tres electrones dentro de un orbital dos necesariamente tendrían los cuatro números cuánticos iguales y estarían violando este Principio.

5. En cada capa el orbital s es único, el p aparece en grupos de 3, el d en grupos de 5 y el f en grupos de 7. Son lo que se conoce como orbitales degenerados o de misma energía. Depende del número cuántico magnético, m. Puede tener los siguientes valores, m = −l, ..., 0, ..., +l

Para llenar estos orbitales de misma energía debemos seguir la Regla de Hund, o Regla de máxima multiplicidad, que dice: En un conjunto de orbitales de misma energía no podemos llenar un orbital mientras queden orbitales vacíos. Por tanto, cuando tengamos 3 electrones en orbitales 2p no se producirá la configuración 2p² 2p¹ 2p⁰, pero sí la siguiente: 2p¹ 2p¹ 2p¹.

6. En cada capa los orbitales tienen distintas energías, los s son los de más baja energía, los p los siguientes en energía y le siguen los d y los f.

7. Para escribir las configuraciones electrónicas de los átomos, sólo necesitamos saber el número de electrones que tienen y seguir los que se conoce como la regla de llenado de orbitales.

SIMULACIÓN: CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA, en educaplus.org

   En esta simulación tienes el diagrama de energía de los orbitales en el átomo. Observa que los orbitales s tienen menos energía que los p, los p que los d, y los d que los f, en las distintas capas. Observa también como los orbitales de una capa solapan con los orbitales de otras, por ejemplo el orbital 4s tiene menos energía que los orbitales 3d, de la capa anterior. Los orbitales se irán llenando de menor a mayor energía dentro de este diagrama. Para recordar este orden de llenado emplearemos la regla de llenado, en la que es bueno incluir el número de orbitales de cada tipo que aparecen: 1 orbital s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 orbitales f.

•  Relación entre la posición de los elementos en la tabla periódica y su configuración electrónica.

   Si sabemos la configuración electrónica de un elemento podemos saber en qué grupo y período de la tabla se encuentra, y si sabemos cuál es el grupo y período de un elemento podemos saber en qué acaba su configuración electrónica.

   Por tanto hay una relación muy estrecha entre la configuración electrónica y la posición en la tabla periódica. Conocer esta relación nos ayuda a entender el semejante comportamiento químico de los elementos que pertenecen a un mismo grupo.

    Los elementos se ordenan en 18 grupos y 7 períodos. 

    Los dos primeros grupos, en color turquesa, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales s. Recuerda que el orbital s es único y puede albergar dos electrones. Llamaremos a estos grupos bloque s.

    Los últimos seis grupos, en color magenta, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales p. Recuerda que los orbitales p siempre aparecen en grupos de 3 y pueden albergar seis electrones. Llamaremos a estos grupos bloque p.

    Los diez grupos que van del 3 al 12, en color gris, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales d. Recuerda que los orbitales d siempre aparecen en grupos de 5 y pueden albergar diez electrones. Llamaremos a estos grupos bloque d.

    Por últimos los elementos de los períodos 6 y 7 que van después del La y Ac forman 14 grupos que colocamos debajo de la Tabla Periódica para que esta no sea demasiado larga. Estos grupos, en color salmón, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales f. Recuerda que los orbitales f siempre aparecen en grupos de 7 y pueden albergar catorce electrones. Llamaremos a estos grupos bloque f.

    La configuración electrónica está muy relacionada con la posición de los átomos en la tabla periódica. Si sabemos la configuración electrónica podemos saber dónde se encuentra un átomo en la tabla. Y si sabemos donde está en la tabla también podemos conocer en qué termina la configuración electrónica.

Para hacer estos ejercicios mejor no utilices la tabla periódica:

1) ¿Cuál es el grupo y período del elemento que termina con la siguiente configuración: [E] = ... 5p¹ 5p¹ 5p¹ ?

Si tiene 3 electrones p, para calcular el grupo sumamos 2 del bloque s, 10 del bloque d y 3 del bloque p, en total nos da el grupo15. Si el orbital es 5p pertenece al periodo 5, por tanto sus coordenadas son grupo 15 y período 5.

2) ¿Cuál es el grupo y período del elemento que termina con la siguiente configuración: [E] = ... 5d¹ 5d¹ 5d¹ 5d¹ ?

Si tiene 4 electrones d, para calcular el grupo sumamos 2 del bloque s y 4 del bloque d, en total nos da el grupo 6. Si el orbital es 5d pertenece al periodo 6, ya que los orbitales d se llenan después de los s de la capa siguiente, por tanto sus coordenadas son grupo 6 y período 6.

3) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 2 y el período 4?

Si el elemento está en el grupo 2 pertenece al bloque s, si es el grupo 2 la configuración será s². Si el período es el 4 el orbital s pertenece a la cuarta capa, el orbital s será el 4s. Por tanto la configuración del elemento termina en:

[E] = ... 4s²

4) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 13 y el período 3?

Si el elemento está en el grupo 13 pertenece al bloque p, ya que los dos primeros grupos pertenecen al bloque s y los diez siguientes grupos al bloque d, a partir de ahí los grupos pertenecen al bloque p, si es el grupo 13 será el primer grupo del bloque p, la configuración será p¹. Si el período es el 3 el orbital p pertenece a la tercera capa, el orbital p será el 3p. Por tanto la configuración del elemento será termina en:

[E] = ... 3p¹

5) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 8 y el período 4?

Si el elemento está en el grupo 8 pertenece al bloque d, ya que los dos primeros grupos pertenecen al bloque s y los diez siguientes grupos al bloque d, si es el grupo 8 será el sexto grupo del bloque d, la configuración será d⁶. Si el período es el 4 el orbital d pertenece a la capa anterior, a la tercera, ya que los orbitales s de la capa superior se llenan antes que los orbitales d de esa capa, el orbital d será el 3d. Por tanto la configuración del elemento será termina en:

[E] = ... 3d² 3d¹ 3d¹ 3d¹ 3d¹

TABLA PERIÓDICA DE ALONSOFORMULA

EJERCICIOS PARA PRACTICAR