Universidad Nacional de Luján - Dto. de Ciencias Básicas

 

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA -  2013

 

 

4 - Guía de teoría atómica (en versión simplificada).

 

Cuentan que Dalton (1766-1844) comenzó a elaborar su teoría acerca de los átomos por un interés puramente físico: suponer que la materia está compuesta por partículas infinitamente pequeñas que se atraen o repelen entre sí con distinta intensidad según la temperatura -y su propia naturaleza- se presentaba como la teoría que mejor explicaba las propiedades de gases, líquidos y sólidos.

Seguramente esta idea no era original, la innovación de Dalton consistió en suponer que existe una masa atómica característica para cada elemento, que los átomos de un elemento cualquiera tienen todos exactamente la misma masa, distinta de la de los átomos de cualquier otro elemento.

También, en suponer que los átomos de las sustancias compuestas (hoy decimos moléculas) se pudieran visualizar como un grupo o aglomerado de átomos de distintos elementos.

 

En los tiempos de Dalton se conocían ya –si bien con poca exactitud- las composiciones de muchas de las sustancias que los químicos usaban en sus experiencias. Como por ejemplo, que el amoníaco se compone  de 82.25 % de nitrógeno y 17.75 % de hidrógeno.

El agua contiene un 88.81 % de oxígeno y 11.19  % de hidrógeno. Esta composición elemental porcentual, observada en cualquier muestra de agua pura, debería mantenerse también en cada molécula de agua, debía haber en los átomos que formaran la molécula de agua aproximadamente ocho veces más masa de oxígeno que de hidrógeno.

Se dio entonces a la tarea –que fue completada luego por otros químicos- de resolver el rompecabezas de asignar un valor de masa atómica para cada elemento, y una proporción de átomos en cada molécula (valencia) de modo de poder explicar con éstos los valores de composición elemental de las sustancias compuestas. Así, una vez resuelto ese fenomenal sudoku, se establecieron las tablas de masas atómicas relativas que aún hoy –con actualizaciones periódicas- usamos.

 

Cuando los químicos escriben “H2O” en vez de “agua”, enfatizan que, de acuerdo con la teoría corriente, el agua está formada por moléculas que a su vez están formadas por la unión de dos átomos de hidrógeno a uno  de oxígeno. Basta con buscar los valores de las masas atómicas asignadas a dichos elementos:

          Ar H = 1.0079 uma

          Ar O = 15.9994 uma

para verificar que la masa molecular del agua es

          15.9994 uma + (2 *1.0079 uma) = 18,0152 uma

y entonces vemos que su composición elemental porcentual, calculada como

          H: 100 * 2 * 1.0079 uma / 18,0152 uma = 11.19 %

          O: 100 * 15.9994 uma / 18,0152 uma = 88.81 %

coincide con los valores experimentales que pueden verificarse en los laboratorios de química.

 

1. Calcule la composición elemental porcentual de las siguientes sustancias:

HCl;  SH2;  FeO;  Fe2O3;  HNO3;  Na2CO3

 

¿Cómo calcular, usando el modelo atómico de Dalton, la composición atómica de las moléculas de un compuesto (la “formula” química del compuesto) a partir del conocimiento de su composición elemental porcentual? Hay para esto un procedimiento sencillo, tomemos como ejemplo nuevamente al agua:

Si el agua tiene un 11.19% de hidrógeno y un 88.81% de oxígeno, será porque, de acuerdo con la teoría atómica corriente, por cada

          11.19 / 1.0079 =  11,1023 átomos de hidrógeno, hay

          88.81 / 15.9994 = 5,5508 átomos de oxígeno,

esto es

          11.1023 / 5.5508 = 2,0001

 

por cada átomo de oxígeno hay dos de hidrógeno. Lo que nos queda sin definir con estas cuentas es si la molécula de agua está formada por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno, o dos de oxígeno y cuatro de hidrógeno, etc.: en cualquiera de estos casos, la composición elemental porcentual calculada a partir de la fórmula, coincidiría con la experimental. Por esto, a la composición atómica calculada por este método se la llama “formula mínima” o, a veces, “empírica”.

 

Para poder asegurar que la fórmula química del agua es H2O y no H12O6, por ejemplo, necesitamos más información: la masa molecular. Si alguien puede determinarla experimentalmente, entonces podremos conocer con facilidad que cantidad de átomos de oxígeno e hidrógeno –siempre conservando la proporción 1:2- tiene esa masa.

 

Hay un algoritmo que permite –al estilo de la “regla de tres”- simplificar el cálculo de la fórmula mínima a partir de la composición elemental porcentual. Se trata de armar una tabla en la que indicamos en la primera columna los elementos presentes en el compuesto, en la segunda el % en masa de cada uno, en la tercera las masas atómicas y en la cuarta, el cociente del % por la masa atómica. Finalmente, en la última columna dividimos todos los valores de la anterior, por el menor de éstos. Veamos como funciona con el ejemplo del agua oxigenada, cuya composición elemental porcentual es 94.074% de oxígeno y 5.9264% e hidrógeno:

 

    A        B                 C                  B/C        D

    O   94.074%     15.9994uma     5.8798    1.00

    H    5.9264%      1.0079uma     5.8799    1.00

 

La fórmula mínima o empírica del agua oxigenada es, entonces, HO. Pero como la masa molecular de este compuesto es 34.014 (el doble de la que correspondería a HO) aceptamos como fórmula química del agua oxigenada a: H2O2.

 

2. Calcule la fórmulas mínimas de los siguientes compuestos, conocidas sus composiciones elementales porcentuales:

a) S: 44.447%,  Ca: 55.553%

b) H: 2.1439%;  N:29.794%,  O: 68.062%

c) C: 11.332%;  O: 45.285%,  Na: 43.382%

 

3. Calcule la fórmula molecular del óxido de nitrógeno de masa molecular 92.01 uma y composición N: 30.447%, O: 69.553%

 

Los átomos hipotetizados en la teoría de Dalton (y seguidores inmediatos) tenían sólo dos propiedades importantes: la masa, que caracterizaba a que elemento pertenecía, y la valencia, que caracterizaba el modo o proporción en que se combinaría con otros átomos.

 

Lo invitamos a leer en su libro de química la historia de las experiencias y descubrimientos que fueron obligando a los científicos a incorporar nuevas propiedades en la descripción de los átomos.

 

En el modelo atómico corriente (de uso en química, ajustado hace unos ochenta años; hay otros más modernos que no consideraremos en este curso introductorio) los átomos están formados por un núcleo pequeño y masivo, y un exterior casi vacío.

Las partículas subatómicas ocupantes de estos sub espacios atómicos son:

 

Los electrones, cargados eléctricamente (negativos, por convención) y con una masa de aproximadamente 0.0005uma.

Los protones, cargados eléctricamente (con carga de igual magnitud que los electrones, pero de polaridad opuesta –positivos por convención) y con una masa de casi 1 uma.

Los neutrones, eléctricamente neutros y de masa prácticamente igual a la suma de la de un protón y un electrón..

 

Según el modelo atómico corriente, los protones y neutrones ocupan el núcleo de los átomos, los electrones se ubican en el espacio exterior, como veremos a continuación.

Todos los átomos tienen protones, y la cantidad de éstos en un núcleo atómico es una importante propiedad llamada número atómico. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico (y por lo tanto, también la misma cantidad de electrones, de otro modo estaríamos en presencia de iones, no de átomos, pero de esto nos ocupamos mas adelante). En cambio, la cantidad de neutrones puede variar entre átomos de un mismo elemento, dando lugar a la existencia de isótopos.

Puesto que los protones y los neutrones tienen masa similar, y la masa de los electrones es pequeña en comparación a las de éstos, se ha definido para los átomos la propiedad número másico, que no es otra cosa que la suma de las cantidades de protones y neutrones en el núcleo de cada átomo.

 

4. El radio de un átomo es aproximadamente unas diez mil veces mayor que el radio de su núcleo.  Si un átomo pudiera agrandarse de tal manera que su radio fuera de 5 metros (digamos, algo más grande que el aula) ¿cuál sería el valor del radio del núcleo, expresado en milímetros?

 

5. El diámetro de un átomo de helio es de aproximadamente 102pm. Suponga que se pudieran alinear átomos de helio de tal forma que se tocaran unos con otros. ¿Cuántos átomos deberían ser necesarios para que, puestos uno junto al otro en línea recta, hubiera 1 cm de distancia entre el primero y el último?

 

6. ¿Qué relación hay entre el número atómico y el número de electrones presentes en un átomo? ¿Y entre el número másico y el número de electrones?

 

7. ¿Por qué pueden encontrarse átomos de un mismo elemento que tengan distintos números másicos, no obstante tener el mismo número atómico? ¿Cómo se llaman los átomos del mismo elemento que tienen diferente número de masa?

 

8. ¿Por qué las masas atómicas suelen estar representadas por números con decimales, mientras los números de masa son siempre enteros?

 

9. Busque en la tabla periódica de los elementos, el valor del número atómico de los átomos de hidrógeno, y el de los átomos de carbono.

 

10. ¿Cuál es el número atómico de un átomo de Fe que tiene 28 neutrones? ¿y el de uno que tiene 29?

 

11. ¿Cuál es el número de masa de un átomo de Fe que tiene 28 neutrones? ¿y el de uno que tiene 29?

 

12. Los átomos de cloro se presentan en la naturaleza en dos variedades: una de masa atómica 34.968 uma  y otra de 36.956 uma. El 75.53% de los átomos de cloro pertenece a la primera variedad, y el 24.47% restante, a la segunda.  A estos porcentajes se los suele denominar abundancias relativas.  Calcule la masa atómica promedio del cloro, y compárela con el dato de masa atómica que –para el cloro- indica la tabla periódica de los elementos. 

 

13. El litio también tiene (casi) solo dos tipos de átomos: unos de 6.0151 uma y otros de 7.0160 uma. ¿Cuántos protones, y cuantos neutrones, tiene cada una de los tipos de átomos? Calcule las abundancias relativas naturales de estos dos isótopos, sabiendo que la masa atómica promedio del Li es de 6.941 uma.

 

14. ¿Cuál es la unidad de masa atómica? ¿Y la de masa molecular? ¿Y la de masa molar?

 

15. ¿Cuál es la masa (en uma) de un átomo de carbono 12? ¿Y en kilogramos?

 

16. Señale que es erróneo o ambiguo en cada uno de los siguientes enunciados:

   a) Un mol de hidrógeno contiene aproximadamente 6 1023 átomos de hidrógeno, 

   b) La masa molecular del NaCl es 58.5 uma.   

   c) La masa molecular del agua es de aproximadamente 18 g.  

   d) La masa molar del amoníaco es de aproximadamente 17 uma.

 

17. Cuando se busca en las tablas la masa atómica del carbono, se observa que su valor es 12.01 uma en lugar de 12.00. ¿Por qué?

 

18Los átomos de cinc se presentan principalmente en estas cinco variedades:

          número másico  abundancia relativa

                   64                   48.63

                   66                   27.90

                   67                     4.10

                   68                    18.75

                   70                     0.62

Estos datos ¿son congruentes con el hecho de que la masa atómica del cinc sea 65.409 uma?

 

Una notación útil para visualizar fácilmente las nuevas propiedades de nuestro modelo atómico es

A

 

 

X

Z

 

 

Donde A es el número másico del átomo en consideración (X) y Z el número atómico. Así, los átomos del isótopo del cinc de menor masa se escriben

         64

              Zn

         30

mientras que los de mayor masa se escriben

         70

              Zn

         30

 

Si su computadora permite correr aplicaciones en Java, le recomendamos ejercitar estos temas con ésta que provee la Universidad de Colorado (EUA):

         http://phet.colorado.edu/sims/build-an-atom/build-an-atom_es.jar

 

19 Para cada una de las siguientes especies, indique el número de protones y de neutrones presentes en el núcleo atómico:

20. Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes especies:   

21. Para estos isótopos de gases nobles; 

determine:

a) el número de protones y de neutrones en el núcleo de cada átomo y   

b) determine la proporción entre neutrones y protones en el núcleo de cada átomo.  Describa cualquier tendencia general que descubra en la forma en que esta relación cambia al aumentar el número atómico (sugerencia: le puede ayudar el graficar la masa atómica contra el número atómico, para todos estos elementos).

 

 

22. Escriba el símbolo apropiado para cada uno de los siguientes isótopos: a) Z = 11  A = 23;   b) Z = 28  A = 64;    e) Z = 74  A = 186;     d) Z = 80  A = 201.

 

23. ¿Cuál de los siguientes símbolos proporciona más información acerca de un átomo, 23Na ó 11Na? 

 

24. En la siguiente tabla se indican algunas propiedades de ciertos átomos. Complete los faltantes.

 

 

 

 

Átomo del elemento:

 

 

 

Zn

 

 

F

Número de electrones

 

10

 

 

 

 

 

Número de protones

5

 

19

 

35

 

 

Número de neutrones

5

7

 

36

46

6

10

Número másico

 

 

39

 

 

 

 

Número atómico

 

 

 

 

 

6

 

 

25. Un átomo de un elemento metálico tiene número de masa de 65, y 35 neutrones en el núcleo.  El catión derivado de este isótopo tiene 28 electrones.  Escriba el símbolo de este catión.

 

26. Indique el número de protones y de electrones en cada uno de los siguientes iones:  Na+,   Ca2+,   Al3+,   Fe2+,   I-,   F-,   S2-,   O2- y   N3-.

 

Hasta aquí hemos avanzado en la ejercitación de las propiedades nucleares de los átomos, siempre considerando la teoría atómica corriente (esto es, simplificada)

 

Los electrones están fuera del núcleo, ocupando lugares de delimitado difuso, que corresponden a “preferencias” energéticas de justificación algo complicada, que en este curso introductorio pasaremos por alto (bah, como ya lo hicimos con el núcleo atómico)

 

Hace aproximadamente 80 años, Erwin Schrödinger desarrolló un modelo matemático (la ecuación de Schrödinger) que permite calcular la probabilidad de encontrar electrones en las proximidades de un núcleo atómico. Como función matemática que es, tiene variables (independientes y dependientes) y parámetros. Veamos primero esto con un modelo más sencillo: la ecuación de la densidad

          m = d * V

nos permite calcular (esto es, conocer sin necesidad de hacer la experiencia) la masa m de un cuerpo cualquiera, conocidos su volumen V y densidad d. Observe que la función no parece imponer limitaciones para la naturaleza del parámetro d: para cada valor de V nos devuelve un resultado, no importa se d es real, entero, negativo, imaginario. Pero para que el resultado tenga sentido físico, para que la ecuación represente a un sistema real, d no puede ser negativo, por ejemplo, porque no conocemos cuerpos (de masa positiva) con volumen negativo.

Con la ecuación de Schrödinger pasa lo mismo: para que su solución tenga sentido físico, sus parámetros (que son vectores de tres elementos) también están limitados en cuanto a los valores que pueden adoptar.

 

A los elementos de estos vectores o ternas ordenadas se los denominó n, l y m, en la jerga matemática, [ n, l, m ].

 

          n      sólo puede adoptar valores naturales: 1, 2, 3, ... etc

          l      sólo puede adoptar valores enteros entre 0 y n-1

          m     sólo puede adoptar valores enteros entre –l y l

Así, son vectores con los que el modelo tiene sentido físico

          [ 1,  0,   0]   

          [ 3,  2, -2]   

          [ 3,  2,  0]   

pero no, por ejemplo

          [  1,  1,  0]

          [  2,  1,  5]  

A estos vectores que dan “realismo” al modelo matemático se les dio el poco feliz nombre de orbital: no tienen nada que ver con nada que se parezca a una órbita en el sentido astronómico (en fin, mol tampoco tiene nada que ver con  molécula, son cosas de la química).

 

27. Haga una lista con los valores de l  y m permitidos  para un electrón que está en el nivel cuántico n=3.

 

28. a) Para n=5 ¿cuales son los valores posibles del número cuántico l?;

       b) Para l=3 ¿cuales son los valores posibles de ml?

 

 

El orbital de números (llamados números cuánticos) más bajos, [1, 0, 0] indica una zona de probabilidad cercana al núcleo, llamada de baja energía (puede pensar en una maceta ¿o un piano? que esté en el balcón del primer piso, comparada con otra igual que esté en el del décimo piso).

La solución con orbitales [2, 0, 0], [2, 1, -1], [2, 1, 0] y [2, 1, 1] indica una zona de alta probabilidad de encontrar electrones, de mayor energía que la anterior, y así de seguido con los valores crecientes, en primer lugar de n, luego l y finalmente. m.

 

La teoría “orbital” sólo prevé tres números cuánticos (los ya vistos n, l y m) pero fue necesario aceptar que las zonas (y energías) por ella previstas para cada orbital, daba cabida a dos electrones, diferenciados entre sí por una propiedad magnética llamada spin (s) por lo que se expandió el orbital para dar cabida a este cuarto elemento (al que se le asignan valores fraccionarios, -1/2 y +1/2, para diferenciarlo de los números cuánticos “legítimos”).

También, comenzó a llamarse “orbital” a las zonas del espacio próximas al núcleo donde, según esta teoría, era más probable encontrar electrones.

 

Así, un átomo de hidrógeno, que tiene un solo protón, debe tener su electrón en un orbital [1, 0, 0, -1/2]. Observe como lo decimos: no es que el electrón esté en el vector, la costumbre impuso el hábito de identificar el vector (orbital) con la zona de probabilidad que determina. 

El helio, que tiene dos protones, debe tener sus dos electrones en orbitales [1, 0, 0, -1/2] y [1, 0, 0, +1/2], el litio sus tres electrones en orbitales [1, 0, 0, -1/2], [1, 0, 0, +1/2] y [2, 0, 0, -1/2], etc. Al listado de los orbitales de un átomo ocupados por electrones se lo llama configuración electrónica.

Todo esto, supuestos los átomos en sus estados fundamentales o de menor energía, un átomo de hidrógeno “excitado” por haber recibido energía extra desde el exterior, puede tener su electrón en el orbital [2, 0, 0, -1/2] por ejemplo, o cualquier otro. Naturalmente, cuando cese la excitación, entregará la energía recibida “cayendo” nuevamente a su orbital de base, y [1, 0, 0, -1/2].

Si su computadora permite correr aplicaciones en Java, le recomendamos ejercitar estos temas con ésta que provee la Universidad de Colorado (EUA):

            https://phet.colorado.edu/sims/hydrogen-atom/hydrogen-atom_es.jar

 

29. Indique si se absorbe o se emite energía cuando se efectúan las transiciones electrónicas siguientes en el hidrógeno: a) de n=5 a n= 2; b) retiro total de un electrón del estado n=3.

 

30. Indique en cual de las siguientes transiciones electrónicas en el hidrógeno se absorbe mas energía: a) de n=3 a n=6; b) ionización de un electrón a partir de su estado basal.

 

31. Escriba una lista con todas las subcapas o subniveles, y orbitales asociados, con el número cuántico principal n, cuando n= 6.

 

Con la finalidad de simplificar la notación (y otras razones históricas que pasaremos por alto) se denomina “orbitales s” a todos aquellos en los que el segundo número cuántico, l, adopte el valor cero; “orbitales p” a todos aquellos en los que l=1; “orbitales d” cuando l=2; y “orbitales f” cuando l=3.  A esta nueva forma de nombrar los orbitales por familias de energías similares, se la llama notación espectroscópica.

 

32. Cuales son las similitudes y diferencias entre un orbital 2s y uno 3s. En el átomo de hidrógeno ¿cuál de ellos es de menor energía?

 

33. Dados los siguientes orbitales en notación espectroscópica, dé los valores de su número cuántico principal: a) 2p, b) 3s, c) 5d.

 

34. Para cada uno de los siguientes subniveles, proporcione todos los valores de los cuatro números cuánticos (n, l, m y s) y el número de orbitales en cada subnivel  a) 4p, b) 3 d, c) 3s, d) 5f.

 

35. Dé los valores de n, l y m para: a) cada orbital en la subcapa 4f; b) cada orbital en la  capa n=2.

 

36. ¿Cuál es el número máximo de electrones que se pueden encontrar en cada uno de los siguientes subniveles? 3s, 3d, 4p, 4f y 5f.

 

37. ¿Cual de los siguientes conjuntos de números cuánticos están permitidos para un electrón en un átomo de hidrógeno?

a) n=2, l=1, m=1;

b) n=1, l=0 , m=-1;

c) n=4, l=2, m=-2;

d) n=3, l=3, m=0.

Para aquellas combinaciones permitidas, escriba la designación apropiada para la subcapa a la cual corresponden los orbitales.

 

El siguiente gráfico (mejor, consulte uno bien hecho en su libro de química) muestra con una raya horizontal (-) el “lugar” para dos electrones previsto por el modelo de Schrödinger para un átomo monoprotónico (bah, el hidrógeno)

 

     4s-   4p- - -    4d- - - - -   4f- - - - - - -

     3s-   3p- - -    3d- - - - -  

              

     2s-   2p- - -   

    

    

     1s-  

(Cuanto más alto en este gráfico, mayor energía)

 

38. ¿Cuántos electrones puede haber –como máximo- en la zona prevista por los orbitales cuyos dos primeros números cuánticos son 4 y 2? ¿Cómo denominaría a esta familia de orbitales con la notación espectroscópica?

 

39.Las configuraciones electrónicas que se muestran aquí son incorrectas. Explique qué errores se han cometido en cada una y escriba la configuración electrónica correcta.

Al:  1s2  2s2  2p4  3s2  3p3 

B:   1s 2s2  2p6

F:   1s2  2s2  2p6

 

Pero para los átomos poliprotónicos (y por lo tanto, polielectrónicos) es necesario hacer algunas correcciones empíricas, que llevan a esta otra versión, de buena capacidad predictiva para la mayoría de los átomos conocidos:

 

                       4d- - - - -

     5s-

           4p- - -

                       3d- - - - -

     4s-

           3p- - -

     3s-

 

           2p- - -

 

     2s-

 

 

 

     1s-

 

40. Qué orbital de cada uno de los siguientes pares tiene menor energía en un átomo polielectrónico: a) 2s, 2p;  b) 3p,3d;  c) 3s,4s; d) 4d,5f

41. Busque la descripción de: configuración electrónica, principio de exclusión de Pauliregla de Hund.

 

Linus Pauling inventó una regla nemotécnica conocida como “la regla de las diagonales” que permite ordenar fácilmente a estas familias de orbitales por valor de energía creciente.

 

         ∕

      1s

           

         ∕        ∕

      2s      2p

             ∕       ∕

          ∕       ∕       ∕

      3s      3p      3d

     ∕       ∕       ∕

          ∕       ∕       ∕      

      4s      4p      4d      4f

     ∕       ∕       ∕      

          ∕       ∕       ∕      

      5s      5p      5d      5f

     ∕       ∕       ∕       ∕

          ∕       ∕      

      6s      6p      6d

     ∕       ∕      

          ∕       ∕   

      7s      7p   

 

Volviendo al ejemplo anterior, la configuración electrónica del hidrógeno es 1s, mientras que la del helio es 1s2. Observe que hemos puesto un “2” para indicar que en la familia de orbitales 1s, hay dos electrones. La configuración electrónica del litio será 1s2 2s (el “1” de la familia 2s puede no escribirse).

 

La secuencia manifiesta en la regla de las diagonales

 

   1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f ...

 

que establece el “orden de llenado” de los orbitales por los electrones, sirve de “regla de construcción” de configuraciones electrónicas: si el flúor tiene número atómico 9 (nueve protones) entonces sus nueve electrones se acomodarán: dos en el nivel 1s, otros dos mas en el 2s, los cinco restantes en el 2p, sin llegar a completarlo:

    1s2 2s2 2p5

 

42. Indique el número total de : a) electrones p en el N (Z=7); electrones s  en el silicio (Z=14); y c) electrones 3d en el azufre (Z= 16).

 

43. Explique por qué las configuraciones electrónicas del estado fundamental del Cr y del Cu (puede encontrarlas en su tabla periódica) son diferentes de las esperables siguiendo la “regla de las diagonales”.

 

44. La configuración electrónica de cierto átomo neutro es 1s2 2s2 2p6 3s2. Escriba el conjunto completo de los números cuánticos para cada uno de los electrones. Dé el nombre del elemento.

 

45. Los electrones en los átomos pueden absorber un cuanto de energía y promoverse a orbitales de energía mayor a la basal. Cuando esto ocurre, se dice que el átomo está en un estado excitado. A continuación se proporcionan algunas configuraciones de átomos excitados. Identifique estos átomos y escriba la configuración electrónica de su estado basal:

a) 1s2 2s2 2p2 3d1; b) 1s1 2s1; c) 1s2 2s2 2p6 4s1 ; d) [Ar] 4s1 3d10 4p4; e) [Ne] 3s2 3p4 3d1.

 

46.Frecuentemente se escribe la configuración electrónica del litio, por ejemplo, como [He] 2s en vez de 1s2 2s. Busque en sus libros de texto el significado de “kernel  de gas noble”. Escriba la configuración electrónica del “kernel de xenón”.

 

Una última complicación –por ahora. En los orbitales que no son “s”, esto es, en los que hay tres, cinco, etc. subniveles incluidos en la misma familia, el orden de llenado es: primero un solo electrón en cada subnivel. Por ejemplo, al “pasar” del boro (NA=5, cuyo “último” orbital ocupado fue el [2, 1, -1, -1/2]) al carbono (NA=6), el “nuevo” electrón irá a ocupar un orbital [2, 1, 0, -1/2] y no el [2, 1, -1, +1/2].

Recién el oxígeno, que debe “acomodar” cuatro electrones en una familia de tres subniveles (la 2p) tendrá un par electrónico completando un subnivel 2p.

Si adoptamos la convención –práctica sólo para escribir a máquina- de escribir los subniveles como paréntesis, y los electrones como pequeñas flechas, hacia abajo para s=-1/2 y hacia arriba para s=+1/2, quedaría:

 

  Li:   [He] 2s ( )

  Be:   [He] 2s (↓↑)

  B :   [He] 2s (↓↑) 2p() (  ) (  )

  C :   [He] 2s (↓↑) 2p() ( ) (  )

  N :   [He] 2s (↓↑) 2p() ( ) ( )

  O :   [He] 2s (↓↑) 2p(↓↑) ( ) ( )

  F :   [He] 2s (↓↑) 2p(↓↑) (↓↑) ( )

  Ne:   [He] 2s (↓↑) 2p(↓↑) (↓↑) (↓↑)

 

Vemos así más gráficamente que el berilio y el helio tienen todos sus electrones formando pares en los subniveles energéticos, mientras que el litio, el boro y el flúor tienen un electrón desapareado, y el oxígeno, dos.

 

47. Escriba de esa misma forma –o con cualquiera de las notaciones de “cajas” que se usan en los libros de texto- la configuración electrónica de cada uno de los átomos de los siguientes elementos: B, Ne, P, Sc, Mn, Se, Zr, Ru, Cd, I, W, Pb, Ce, Ho, Fe, Na. Indique en cada caso el número de electrones desapareados presentes

 

48. ¿Cuál de las siguientes especies tiene más electrones desapareados: S+, S ó S-?

 

Veamos finalmente algo sobre la forma espacial de las zonas de alta probabilidad de encontrar electrones previstas por la teoría orbital.

 

Los electrones en orbitales “s” se distribuyen con simetría esférica, la máxima probabilidad de encontrarlos está a un radio dado, cuyo valor depende del número cuántico principal, y también del número atómico, como veremos luego.

 

No se trata de esferas macizas, sino de “cáscaras” de espesor difuso.

Los orbitales de tipo “p” en cambio, tienen forma de lóbulos alargados, distribuídos a 90 grados uno del otro:

 

 

 

49. ¿Por qué, en el tratamiento mecánico cuántico de un átomo se utiliza el concepto de densidad electrónica para describir la posición de los electrones, en vez de señalar una posición determinada? ¿En qué difiere un orbital atómico de una órbita?

 

50. Describa las características geométricas de un orbital s, un orbital  p y un orbital d. (observe que aquí, siguiendo una difundida mala costumbre, usamos el término orbital como sinónimo de zona de alta densidad electrónica del orbital)

 

 

Hasta aquí hemos revisado la parte de la teoría atómica corriente en la que se ordenan los conocimientos de esta forma: la propiedad fundamental de los átomos es, como quería Dalton, su masa, descrita ahora en términos de número másico para átomos individuales, y de promedios pesados (masa atómica) para los conjuntos de átomos de un mismo elemento.

La cantidad de protones en el núcleo de un átomo (número atómico) es la propiedad que nos permite identificar a que especie (elemento) pertenece.

Veremos ahora como la otra propiedad original (la valencia) puede ser analizada con la “regla de construcción”.

Un átomo debe tener tantos electrones como protones (es otra forma de decir que todos los átomos de un mismo elemento, deben tener igual cantidad de electrones) y dado que la regla es única (la de las diagonales) los electrones de todos los átomos de un mismo elemento deben estar distribuidos de la misma manera. Más aún, las reglas de asignación de valores a los números cuánticos genera una periodicidad en esta distribución espacial sugestivamente parecida a la encontrada por Mendelejef en las propiedades químicas de los elementos.

 

Las configuraciones de los elementos de número atómico 1, 3, 11, 19, 37, etc (el hidrógeno y los metales alcalinos) son

 

    1: 1s

   3:  1s2 2s

  11:  1s2 2s2 2p6 3s

  19:  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s

  37: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s

Esto es

    1:  1s

   3:   [He] 2s

  11:  [Ne] 3s

  19:  [Ar] 4s

  37: [Kr] 5s

los elementos del primer grupo de la tabla periódica ¡tienen idéntica configuración en sus electrones de mayor energía!

Si nos corremos de columna (grupo) en la tabla, veremos que esta coincidencia sólo ocurre en los orbitales de las familias s y p de mayor energía, llamados “orbitales de valencia”.

Por ejemplo, para los átomos de los elementos halógenos

   9:  [He] 2s2 2p5

  17:  [Ne] 3s2 3p5

  35: [Ar] 4s2 3d10 4p5

  53: [Kr] 5s2 4d10 5p5

  86: [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p5

Esto es, la configuración de los electrones que ocupan orbitales de valencia es similar para los átomos de elementos de propiedades químicas similares.

 

51. Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan presentar átomos con propiedades químicas similares:

         1s22s22p63s23p5

         1s22s22p63s2

         1s22s22p3

         1s22s22p63s23p64s23d104p6

         1s22s2

         1s22s22p6

         1s22s22p63s23p3

         1s22s22p5

 

52. Para los elementos representativos (busque en su libro que quiere decir esto), el número de electrones de valencia de un elemento es igual al número de su grupo. Verifique si esto es cierto para los siguientes elementos:  Al, Sr , K, Br, P, S, C. 

 

53. Sin auxiliarse de la tabla periódica, sino con la regla de construcción, escriba la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos  son los siguientes: a)8, b)16, c)34, d)52. Clasifique a cada uno de estos elementos dentro de un grupo de la tabla periódica.

 

54. Escriba las configuraciones electrónicas externas de: a) los metales alcalinos, b) los metales alcalinotérreos , c) los halógenos, d) los gases nobles.

 

55. Busque la definición, y dé ejemplos de cada uno de los siguientes términos: metales de transición, lantánidos y actínidos. ¿qué tiene en común los elementos de estos grupos, desde el punto de vista de la teoría orbital?

 

Más aún, analizando compuestos sencillos, como el NaCl

NaCl:        Na:   [Ne] 3s ;       Cl: [Ne] 3s2 3p5

Se observa que a uno de los átomos intervinientes en la formación del compuesto le “sobra” un electrón, mientras que al otro le “falta”, si tomamos como referencia la estructura de kernel.

 

56. Analice esto mismo que vimos en el NaCl, en los siguientes compuestos:

      KBr,   CaCl2,   H2O,   NH3,   CO2

 

G.N.Lewis propuso, a modo de regla nemotécnica, muy útil para una buena cantidad de casos sencillos, la regla del octeto, según la cual los átomos de los elementos, al combinarse para formar compuestos, lo harían en relación tal que quedasen con la misma configuración electrónica que el gas noble más cercano en número atómico. Veamos esto:

Si al combinarse un átomo de cloro con uno de sodio, se formara un par electrónico que quedara formando parte del cloro, se formarían dos iones, uno de Cl- y otro de Na+, ambos isoelectrónicos (con la misma configuración electrónica) con el neón.  

 

57. ¿Qué significado tiene decir que dos iones, o un átomo y un ión, sean isoelectrónicos?

 

58. Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones en el estado fundamental:

a) Li+, b) H-, c)N3- ,  d)F-, e)S2-, f) Al3+, g) Se2-, h) Br-, i) Rb+, j) Sr2+, k) Sn2+, l) Te2-, m) Ba2+, n) Pb2+, o) In3+, p) Tl+, q) Tl3+.

 

59. Escriba las configuraciones electrónicas previstas por la regla de construcción para los siguientes iones de metales de transición en el estado basal o fundamental:   a) Sc3+, b) Ti4+, c)V5+, d) Cr3+, e) Mn2+, f) Fe2+, g) Fe3+, h) Co2+, i) Ni2+, j) Cu+, k) Cu2+, l) Ag+, m) Au+, n) Au3+, o)Pt2+.

 

60. ¿Cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas entre sí?

C, Cl-, Mn2+, B-, Ar, Zn, Fe3+, Ge2+.

 

L.Pauling amplió esta idea hipotetizando que las uniones químicas siempre involucran pares de electrones, a veces compartidos por ambos átomos (como en el caso de la molécula de agua, sustancia no conductora de la electricidad), a veces “retenido” por uno de los átomos (dando lugar a sustancias iónicas, cuyas soluciones conducen la electricidad, como el NaCl ya visto), a veces formados por el aporte de un electrón por átomo, otras, cuando uno de los átomos aporta el par electrónico.

 

Aquí hay varias ideas juntas, ejercitémoslas por separado.

 

Se conocen cuatro oxosales del bromo con el potasio: los bromato (I), (III), (V) y (VII) de potasio.

El bromato (I) de potasio puede explicarse como vimos en los ejercicios anteriores. Dado que el bromo tiene 7 electrones de valencia, el oxígeno 6 y el potasio 1, si se forma un par con un electrón del bromo y otro del oxígeno, y este permanece compartido, el flúor queda con ocho electrones de valencia, y el oxígeno con siete.

Si se forma otro par con un electrón del potasio y otro del oxígeno, y este queda con el oxígeno, ambos quedan con ocho electrones de valencia, como quiere la regla del octeto, habiéndose predicho además que el bromato (I) de potasio será un compuesto iónico,

          K+   BrO-

en concordancia con la evidencia experimental de que su solución acuosa conduce la electricidad.

¿Cómo explicar con esta teoría la existencia del bromato (III) de potasio? Un segundo átomo de oxígeno (con sus seis electrones de valencia ¿no?)  puede compartir un par formado por dos de los seis electrones de valencia aún no “usados” del bromo. Siguiendo la aplicación de esta regla nemotécnica, este par será compartido para que el bromo siga teniendo 8 electrones de valencia y el nuevo oxígeno, también.

 

Veamos uno de los  métodos recomendados para dibujar estructuras de Lewis. Tomemos como ejemplo la molécula de SO3  

 

1. Contar todos los electrones de valencia: en este caso hay un total de 24 electrones de valencia (6 del azufre, y 6 de cada uno de los tres oxígenos).

 

2. Colocar dos electrones en cada unión.

 

3. Completar los octetos de los átomos ligados al átomo central agregando electrones en pares.

 

4. Colocar los electrones que sobren en el átomo central, en pares. (ya hay 24, en este ejemplo no sobran electrones)

5. Si el átomo central no consigue un octeto, formar uniones dobles o triples.

 

61. Escriba las fórmulas de Lewis de todas las oxosales del bromo con el potasio.

 

62.  Represente las siguientes moléculas con estructuras de Lewis :

                     Cl2       HCl       H2S       NH3       CH4

 

63Dibuje la estructura de Lewis para las siguientes moléculas. Indique si para alguna de ellas el  átomo central no adquiere configuración  ns2np6 (esto es, no "cumple" con la regla del octeto):

           HIO4         CO       BeBr2       PCl5          

64. ¿Cuales son las diferencias y las similitudes entre los conceptos de átomo y de molécula? ¿Reconoce algún caso en el que coincidan?

 

¿Qué diferencias encuentra en las estructuras de Lewis del bromato (I) de potasio y el bromato (I) de hidrógeno? Que el par electrónico formado entre el oxígeno y el hidrógeno puede ser compartido entre ambos (según la regla de Lewis, el hidrógeno puede parecerse al helio, que tiene dos electrones) pero el par electrónico formado entre el oxígeno y el potasio (siempre de acuerdo con la regla nemotécnica de Lewis) debe quedar en el oxígeno para que el potasio “pierda” su electrón “sobrante”.

Así, la aplicación de esta regla primitiva permite predecir, en gran cantidad de casos sencillos, algunas de las propiedades de la tabla periódica de los elementos, como el que las soluciones acuosas de los halogenuros de los elementos de los dos primeros grupos conduzcan la electricidad, por ejemplo.

Veamos que estos compuestos (los halogenuros de metales alcalinos) no están formados por moléculas, dicho esto en sentido estricto: una molécula es un ente formado por un conjunto de átomos unidos al compartir un par electrónico, unión que toma el nombre de covalente.

En el caso del cloruro de sodio, por ejemplo, el par electrónico formado genera una atracción meramente electrostática entre los iones formados, unión que toma el nombre de iónica.

El compartir un par electrónico obliga a los átomos intervinientes en la unión a mantener una distancia determinada, y esto a su vez, una disposición espacial determinada –luego veremos eso- y hasta diríamos, una cierta “fidelidad” porque los dos átomos unidos covalentemente permanecen unidos hasta tanto una energía suficientemente fuerte “rompa” esa unión. Dado que la atracción entre los iones Cl- y Na+ del ejemplo es sólo electrostática, cualquier ión negativo atrae y es atraído por cualquier ión positivo.

 

Así, podemos hablar de moléculas cuando las uniones químicas que ligan a los átomos son todas covalentes (CO2, PCl5, etc) pero deberíamos hablar de unidades cuando por lo menos una de las uniones es iónica. Y para remarcar la diferencia, deberíamos escribir sus fórmulas entre corchetes: [NaCl], [K2SO4], etc.

Bien, por tratarse de un curso introductorio, no lo haremos, pero recuerde: CaCl2 y CO2 se escriben parecido, pero el primero es un compuesto iónico (alto punto de fusión, su solución conduce la electricidad, no forma moléculas, etc.) mientras el segundo es un compuesto covalente (bajo punto de fusión, su solución no conduce la electricidad, se presenta en moléculas, etc.)

 

65. ¿A que llamamos compuesto iónico? ¿Cómo se mantiene la neutralidad eléctrica en un compuesto iónico? ¿Por qué a las teóricas porciones mínimas de los compuestos iónicos no se las debe llamar moléculas, sino unidades? ¿qué cosas tienen las moléculas que no tengan las unidades? ¿qué cosas tienen en común moléculas y unidades?

66. ¿Cuáles elementos son los que muestran mayor tendencia a formar compuestos iónicos?

67. ¿Cuáles de los siguientes compuestos podrían ser iónicos y cuáles moleculares?

      SiCl4,  LiF,  BaCl2,  B2H6,  KF,  C2H4.

68. ¿Cuáles de las siguientes sustancias son elementales, cuáles están formadas por moléculas pero que no son compuestos, cuáles son compuestos pero no están formados por moléculas, y cuáles son compuestos formados por moléculas? a) SO2,    b) S8     c) He,    d) N2O5,    e) O,     f) O2,     g) O3,    h) CH4,    i) KBr,    j) S,  k) P4,    l) LiF.

69. ¿Qué relación guardan los subíndices de las fórmulas químicas con las cantidades de átomos en las moléculas? ¿Qué significa la expresión P4? ¿Cuál es la diferencia con 4P?

 

L. Pauling incorporó una propiedad atómica más, la electronegatividad, que permite predecir con más precisión cuando la unión entre dos átomos resultará en una unión química covalente (a veces llamada unión química “verdadera”) o en una unión meramente iónica.

 

La tabla a continuación consigna los valores de electronegatividad para algunos elementos, para el resto consulte su tabla periódica.

 

H

2.1

 

 

 

 

 

 

Li

0.97

Be

1.5

B

2.0

C

2.5

N

3.1

O

3.5

F

4.1

Na

1.0

Mg

1.2

Al

1.5

Si

1.7

P

2.1

S

2.4

Cl

2.8

K

0.90

Ca

1.0

Ga

1.8

Ge

2.0

As

2.2

Se

2.5

Br

2.7

Rb

0.89

Sr

1.0

In

1.5

Sn

1.72

Sb

1.82

Te

2.0

I

2.2

Cs

0.86

Ba

0.97

Tl

1.4

Pb

1.5

Bi

1.7

Po

1.8

At

1.9

 

La –nueva- regla de Pauling establece que cuando la diferencia entre los valores de electronegatividad de los átomos que comparten un par electrónico supera un valor algo difusamente fijado entre 1.4 y 1.7, la unión será iónica. Veamos como funciona:

      NaCl : 2.8 – 1.0 = 1.8;  el cloruro de sodio será un compuesto iónico

      CO2 :  3.5 – 2.5 = 1.0; el dióxido de carbono será un compuesto covalente

      K2SO4 :  3.5 – 2.4 = 1.1

                   3.5 – 0.9 = 2.6; se formarán iones SO4= y K+

 

70.  Represente las siguientes moléculas con estructuras de Lewis e indique cuales uniones son covalentes y cuales iónicas :

sulfato de sodio   hipoclorito de calcio   dióxido de carbono    nitrito de potasio      

 

Pauling estableció otra correlación más: cuando la diferencia entre los valores de electronegatividad de los átomos que comparten un par electrónico no es tan alta como 1.4-1.7, pero supera el valor 0.3-0.4, el átomo más electronegativo se carga negativamente mientras el menos electronegativo se carga positivamente, con una diferencia de carga eléctrica tanto mas intensa cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad con el átomo al que está unido.  En el extremo, cuando la diferencia alcanza el valor límite visto, uno de los átomos se “queda” con el electrón del otro.

En  resumen:

 

 

 

Para diferencias 

de  0,0 a  0,3       unión covalente pura

 

 

 

 

de  0,4 a  1,3       unión covalente polar

 

 

 

 

de  mas de  1,7     unión iónica

 

 

Las moléculas con uniones covalentes polares, si bien son eléctricamente neutras (no presentan carga eléctrica neta), pueden comportarse como dipolos y tener actividad eléctrica, por ejemplo, ordenarse en un campo eléctrico.

Las uniones covalentes puras se dan en formas alotrópicas de los elementos (O2, O3) y en uniones entre elementos próximos en la tabla periódica.

 

71.  Dibuje la estructura de Lewis para las siguientes  moléculas. Indique cuales tienen uniones polares y cuales no.

              Cl     CH4        CO      O2        SO2         PCl5          H3C-NH2

             

             HBr      IBr        NO

¿Cuáles de las moléculas representadas en esas fórmulas serán polares y cuáles no? Ordénelas según polaridad creciente.

  

Repasemos aquí algunos otros hechos experimentales que refuerzan la confianza en la aceptación de la teoría atómica.

Algunas sustancias son atraídas, en mayor o menor grado, por los imanes. Tomando en cuenta aquí sólo a las sustancias elementales, el hierro y el cobalto son atraídos por los imanes, pero en cambio ni el helio ni el berilio, por ejemplo, lo son

La configuración electrónica del cobalto es [Ar] 4s2 3d7, puesto que los orbitales d tienen 5 subniveles, 3 de los 7 electrones d estarán desapareados. Algo similar ocurre en los átomos de hierro, cuya configuración es [Ar] 4s2 3d6, 4 de sus 6 electrones d estarán desapareados. Las configuraciones del helio y del berilio (1s2 y [He] 2s2) muestran que estos elementos, que no son atraídos por el imán, carecen de electrones desapareados.

 

72. Escriba las configuraciones electrónicas del mercurio y del paladio, y prediga si estos metales serán o no atraídos por un imán.

 

73. Los átomos de un cierto elemento tienen 17 electrones. Escriba la configuración electrónica de ese elemento en el estado fundamental,  clasifíquelo dentro de un grupo de la tabla periódica y prediga si este elemento es paramagnético (atraído por imanes).

 

74. ¿Habrá más elementos que sean atraídos por los imanes, que los que no lo sean? ¿Ocurrirá lo mismo con los iones que resulten de la formación de uniones químicas entre dos átomos?

 

El hecho de que la presencia de electrones desapareados (electrones solitarios en subniveles) coincida con una propiedad verificable experimentalmente, refuerza la confianza en el uso de la teoría atómica corriente.

Otro tanto ocurre con el potencial de ionización, esto es, la energía requerida para quitarle un solo electrón a un átomo. Efectuando la experiencia con todos los elementos en las mismas condiciones, se observa que dentro de un mismo grupo de la tabla periódica de los elementos, disminuye a medida que aumenta el número atómico, por ejemplo:

          Li > Na > K > Rb > Cs

 

75. ¿Por qué, si decimos que el electrón de valencia –que es el que se puede retirar más fácilmente- del litio ocupa un nivel de energía menor que el electrón de valencia de cesio, es más fácil de sacar este último?

 

La variación del valor del potencial de ionización (de la primera ionización, con más energía se podrán sacar más electrones de cada átomo) a lo largo de un período de la tabla periódica muestra particularidades más interesantes:

 

76. Grafique el potencial de primera ionización de los elementos de número atómico 3 a 18, en función de su número atómico. Compare las inflexiones del gráfico con los resultados de la aplicación de la “regla de construcción” a estos elementos.

Z           3     4     5     6     7     8     9    10   11

PI(kJ/mol) 520   899   800  1086   1042  1314  1681  2081 496

 

Z              12    13    14    15    16    17   18

PI(kJ/mol)    738   577   786  1012  1000  1251 1521

 

77. ¿Por qué la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera, sin importar qué elemento se está considerando?

 

78. La energía de ionización generalmente aumenta de izquierda a derecha en un período dado. Observe  si esto se cumple para el par aluminio - magnesio.

 

79. Dos elementos tienen sus átomos con las siguientes configuraciones  1s22s22p y 1s22s22p63s1. La primera energía de ionización de uno es 21.56 eV y la del otro es 5.14 ev. Asigne cada valor de energía de ionización a cada una de las configuraciones propuestas.

 

80. Basándose en la posición en la tabla periódica, seleccione en cada uno de los pares siguientes el elemento con mayor valor para la primera energía de ionización:

a) B, F;     b)N, P;     c) Hf, Cs;     d) O, N;     e) Ga, Ge.

 

Otra propiedad verificable experimentalmente, y cuyos resultados concuerdan con las predicciones de la teoría atómica corriente es el tamaño de los átomos. Observe que aunque los átomos sean entes hipotéticos (nunca nadie vio ninguno) no es difícil estimar su tamaño:

 

81. Si la densidad del sodio es 0.97 g/cm3, y su masa atómica 22.98977 uma. ¿Qué volumen ocupa cada átomo?

 

82. ¿Cuál es significado del término “apantallamiento de electrones” en un átomo?  Grafique el radio atómico de los elementos de número atómico 3 a 18, en función de su número atómico.

  Z       3   4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17 18

 RA(pm)  167 112 87 67 56 48 42 38 190 145 118 111  98  88  79 71

¿Por qué aumenta tanto al pasar de 10 a 11? ¿Por qué se atenúan las diferencias a medida que se avanza en el período?

 

83. ¿Por qué la capa de electrones n=2 en el carbono está más cerca del núcleo que la misma capa del neón?.

 

84. Acomode los átomos siguientes en orden creciente respecto a la distancia de la capa n=3 al núcleo: Ti, Rh, P, K y Mg.

 

85. La distancia entre los núcleos de los átomos de flúor en la molécula de F2 es 1,43Å.  ¿Cual es el radio atómico del flúor?

   

86. Basándose en la posición en la tabla periódica, elija al átomo que tenga mayor radio atómico en cada uno de los siguientes pares:

          a) Na, Cs;     b) Be, Ba;     c) N, Sb;     d) F, Br;     e) Ne, Xe.

 

87. Acomode los siguientes átomos en orden decreciente de radio atómico: Na, Al, P, Cl y Mg.

 

88. Busque en sus libros de texto la definición de radio iónico ¿Cómo cambia el tamaño cuando un átomo se convierte en a) un anión y b) un catión?

 

89. En cada uno de los siguientes pares indique cuál especie es de menor tamaño:

     a) Cl o Cl-;     b) Na o Na+;      c) O2- o S2-;       d) Mg2+ o Al3+;      e) Au+ o Au3+.

 

90. Busque los valores en su libro de texto, y ordene los siguientes iones en orden creciente de radio iónico: N3-, Na+, F-, Mg2+, O2-.

 

Antes de cerrar la unidad, lo invitamos a repasar algunas de las propiedades periódicas de los elementos, al estilo de los trabajos de Mendelejef.

 

91. Una de las primeras pautas de periodicidad que encontró Mendelejef fue la valencia. Los metales monovalentes ocupan los números atómicos 3, 11, 19, 37, mientras que los divalentes ocupan los 4, 12, 20, 38 ¿Puede explicar esta periodicidad con lo que ya ha aprendido de teoría atómica corriente?

 

92. Los elementos que ocupan los lugares 1 a 4 a la izquierda de los gases inertes, pueden formar hidruros gaseosos. Observe si esta propiedad puede estar relacionada con la naturaleza covalente o iónica de dichos compuestos binarios.

 

93. Grafique los puntos de fusión, y en escala separada los calores específicos de los primeros cuatro elementos del grupo 1

 

  Z   pf (0C)   ce J/(mol K)

  3     180        25

 11      98        28

 19      63        30

 37      39        31

 

 

94. La tabla siguiente consigna las densidades de los primeros cuatro elementos representativos de los períodos 2 a 4:

 

 Z               3    4    5    6    11   12   13  14

 dens (g/cm3)   0,53 1,85 2,34 2,27 0,97 1,74 2,7 2,33

 

 Z               19   20   31   32   37   38   49   50

 dens (g/cm3)   0,89 1,55 5,91 5,32 1,53 2,64 7,31 7,26

 

Grafique estos valores, y compare la forma en la que cambian a lo largo del período, para los distintos períodos.

 

95. El germanio (NA=32) fue descubierto recién en 1886, 14 años después de la presentación de Mendelejef. Este había predicho, para cuando se descubriera este elemento, que tendría una densidad de 5.5 g/cm3 y un calor específico de 0.4 J/(g K) .Los valores reales son 5.3 y 0.4 ¿En que se basó para hacer estas predicciones? Le damos unos datos: los densidades de los elementos que en la tabla periódica son vecinos al germanio, y que Mendelejef conocía con cierta exactitud, son:

Si: 2.33;  Ga: 5.91;  As: 5.72; Sn : 7.26

 

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