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UNIDAD
Estructura atómica y ordenación de los elementos químicos8
n la Unidad didáctica anterior ya hemos visto que se puede considerar que la materia
está formada por pequeñas partículas denominadas átomos, que permiten explicar el
comportamiento de la materia en las reacciones químicas, así como las diferentes
propiedades de los estados físicos: sólido, líquido y gas.
En este tema vamos a ver como, a partir de sucesivos descubrimientos científicos y avances
tecnológicos, va evolucionando la forma de “imaginarse” la estructura del átomo y se va
profundizando en el conocimiento de la materia.
Para que entiendas por qué surgen modelos atómicos que son superados por otros y no
tengas la impresión de que los científicos no se aclaran, piensa en lo siguiente: si tuvieras que
describir cómo es tu habitación podrías (sin apenas problemas) medir, hacer un plano a escala,
describir colores... Tu habitación es un sistema fácilmente observable, pero un átomo no se
puede observar directamente, no podemos ver cómo es por dentro, su tamaño es del orden
de 10
-10
m. Por tanto, los científicos tuvieron que, a la vista de determinados comportamientos
de la materia, de determinados hechos experimentales, “imaginar” como era el átomo. Así se
van elaborando modelos atómicos (formas de imaginar como es el átomo) que se consideran
válidos mientras sirven para explicar el comportamiento de la materia, pero que deben evolucionar
cuando surgen nuevos descubrimientos científicos, impulsados por avances tecnológicos,
que no son justificables con el modelo existente. No obstante, cada uno de los modelos que vas
a estudiar aporta algo que sigue siendo válido y que contribuye al avance del conocimiento
científico de la estructura de la materia.
Con esta Unidad pretendemos alcanzar los siguientes objetivos:
1. Conocer la evolución histórica de las ideas acerca del átomo y en qué se basó esta
evolución.
2. Determinar a partir del número atómico y número másico de un elemento químico la
composición de sus átomos y su configuración electrónica.
3. Determinar la posición de un elemento químico en la Tabla Periódica a partir de su
configuración electrónica y viceversa.
4. Deducir propiedades de un elemento químico a partir de su posición en la Tabla Periódica.
E
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1. PRIMERAS TEORÍAS ATÓMICAS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1622. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. MODELO ATÓMICO DE THOMSON . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1623. LA RADIACTIVIDAD. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1644. NÚMERO ATÓMICO. NÚMERO MÁSICO. ISÓTOPOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1675. ESPECTROS ATÓMICOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169
5.1. Radiaciones electromagnéticas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 170
5.2. Espectros de emisión y de absorción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 171
6. MODELO ATÓMICO DE BOHR . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1726.1. Modelo atómico de Bohr . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 172
6.2. Configuraciones electrónicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 174
7. INTRODUCCIÓN CUALITATIVA AL MODELO CUÁNTICO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1768. PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1779. TABLA PERIÓDICA ACTUAL . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 178
9.1. Relación con las configuraciones electrónicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 178
9.2. Bloques de la Tabla Periódica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 179
10. PROPIEDADES PERÍODICAS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18110.1. Tamaño de los átomos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 181
10.2. Energía de ionización . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 181
10.3. Afinidad electrónica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183
10.4. Electronegatividad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 184
Í N D I C E D E C O N T E N I D O S
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1. Primeras teorías atómicasEn el siglo V a.C., el fílósofo griego Demócrito ya pensaba que la materia era discontinua.
Es decir, la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles, a las que llamó
átomos (en griego: no divisible). Esta idea no fue aceptada por muchos de sus contemporáne-
os, como Platón o Aristóteles (filósofos de gran peso en el pensamiento humano durante siglos).
Por este motivo, esta idea de los átomos quedó ahí y no fue retomada hasta que en 1803, apo-
yándose en hechos experimentales, Dalton formuló su teoría atómica que ya vimos en el tema
anterior. Con su teoría, Dalton justificó el comportamiento de la materia en los cambios quími-
cos. Aunque a lo largo del siglo XIX se estudiaron numerosos fenómenos eléctricos de la mate-
ria, la idea del átomo como partícula indivisible no evolucionó hasta que, a finales del siglo XIX
se descubrió el electrón (la primera partícula subatómica), lo que llevó a pensar que los átomos
poseían una estructura interna.
2. Descubrimiento del electrón. Modeloatómico de Thomson
Experimentando con un tubo de vidrio en el que se ha sacado casi todo el aire y se introdu-
ce un gas diluido (precursor de los que se utilizan en los televisores) y al que se le colocan dos
placas conectadas a una fuente de alto voltaje, se observa que la placa con carga negativa, el
cátodo, emite rayos que se dirigen a la placa con carga positiva, el ánodo. Estos rayos se deno-
minan inicialmente rayos catódicos.
Estudiando las características de estos rayos, mediante campos eléctricos y magnéticos, se
llegó a la conclusión de que dichos rayos estaban formados por un haz de pequeñas partículas
subatómicas con carga eléctrica y con masa mucho más pequeña que la de los átomos de
Hidrógeno, los más ligeros conocidos.
A la bomba
de vacio
Cátodo
Ánado
ALTO VOLTAJE
Figura 1: Tubo de rayos catódicos
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
163
Estas partículas subatómicas recibieron el nombre de electrones.
Aunque fueron muchos los científicos que contribuyeron a este descubrimiento, se le atribu-
ye a J. J. Thomson, premio Nobel de Física en 1906.
El electrón es una partícula con carga negativa y el valor de esta carga es 1,6.10
–19
C, con-
siderada la unidad natural de carga.
A partir de este descubrimiento Thomson desarrolló en 1898 su modelo atómico, según el
cual el átomo es una esfera de carga positiva en la que encuentran distribuidos los electrones.
Se conoce como el modelo del budín de pasas.
Básicamente, el átomo sigue siendo una pequeña esfera, pero ya no se considera indivisi-
ble, dentro del átomo están los electrones.
Puesto que la materia, normalmente, no manifiesta propiedades eléctricas, se considera
que la carga negativa de los electrones está compensada con la carga positiva de la esfera
donde están inmersos los electrones.
Este modelo justifica los fenómenos que ocurren en los tubos de descarga y la formación
de iones positivos (por pérdida de electrones negativos) y de iones negativos por la ganancia
de electrones.
Figura 2: Modelo atómico de Thomson
1. ¿Qué aporta el modelo atómico de Thomson con respecto a lo que se pensaba anteriormente
del átomo?
A c t i v i d a d e s
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
3. La radiactividad. Modelo atómico deRutherford
Hasta que no se descubrió el electrón no surgió la necesidad de buscar una partícula sub-
atómica de carga positiva, aunque esta ya había sido detectada en 1886 por Goldstein, quien
utilizando un tubo de vacío modificado (similar al utilizado por Thomson) descubrió otros rayos
más lentos que los rayos catódicos, a los que se llamó rayos canales. En 1895 Jean Perrin
demostró que estos rayos tenían carga positiva, siendo bautizados por Thomson en 1907 con
el nombre de rayos positivos.
Si el gas contenido en el tubo de vacío era Hidrógeno, estos rayos positivos eran en realidad
iones H
+
, las partículas más pequeñas encontradas con carga positiva. Más tarde se llegó a la con-
clusión de que se trataba de otra partícula subatómica a la que Ernest Rutherford llamó protón.
La masa del protón es 1836 veces la masa del electrón y su carga tiene el mismo valor que
la del electrón pero de signo positivo.
Por estas fechas numerosos científicos estudiaban un nuevo fenómeno, la radiactividad:
Becquerel, los esposos Curie, Rutherford...
Determinados átomos pesados (U, Ra...) se descomponían de forma natural, transformándose
en otros átomos de elementos diferentes y emitiendo, a la vez, diferentes tipos de radiaciones:
Rayos α → Haces de particulas con masa y carga positiva
Rayos β → Haces de electrones
Rayos γ → Radiaciones electromagnéticas de alta energía y con gran poder de penetra-
ción. No tienen carga ni masa y son de naturaleza similar a la de los rayos X.
En relación con este fenómeno, Rutherford realiza una serie de experiencias en las que, uti-
lizando un elemento radiactivo, el Radio, hace incidir un fino haz de partículas α (carga positiva
y masa) procedentes de dicho elemento sobre una delgadísima lámina de un metal. Alrededor
de dicha lámina metálica se dispone una pantalla que emite fluorescencia allí donde chocan
esas partículas α, permitiendo, así, detectar si estas partículas α se desvían o no.
Estaba previsto, según el modelo de Thomson de átomos compactos, que las partículas αdebían chocar y sufrir fuertes desviaciones. Tan sólo unas pocas deberían atravesar el metal.
Fuente de
partículas alfa
Pantalla
fluorescente
Lámina
de oro
Figura 3: Experimento de Rutherford
165
Pero Rutherford observó con sorpresa que ocurría justamente lo contrario. Casi todas las
partículas α atravesaban el metal sin desviarse de su trayectoria rectilínea, y algunas pocas,
muy pocas, sufrían una gran desviación en su trayectoria al atravesar la lámina o rebotaban sin
llegar a atravesarla.
Esto dio pie a que Rutherford, para poder justificar los resultados de su experimento, elabo-
rase un nuevo modelo atómico.
● Puesto que la mayor parte de las partículas α no se desviaban, supuso que la mayor parte
del átomo estaba vacía y por este motivo las partículas α, al no encontrar ningún obstáculo,
no se desviaban.
● Teniendo en cuenta que las partículas α tienen carga positiva, las que se desvían lo hacen
al pasar cerca de una zona con carga positiva que las repele. Esta zona del átomo debía
ser muy pequeña, puesto que eran muy pocas las partículas que se desviaban.
● Teniendo en cuenta que las partículas α tienen masa, las que rebotan lo hacen al chocar
frontalmente con la zona del átomo donde se encuentra la masa (del mismo modo que lo
hacen dos canicas o dos bolas de billar). Puesto que son muy pocas estas partículas α que
rebotan, esta zona del átomo con masa debe ser muy pequeña.
Por todo esto Rutherford consideró que los átomos están formados por dos partes que él
llamó núcleo y corteza.
El núcleo es la parte central del átomo que resulta ser muy pequeña comparada con el total
del átomo, unas diez mil veces menor, su tamaño es del orden de 10
–14
m, mientras que el
del átomo es del orden de 10
–10
m ( como un guisante en el centro de un gran campo de fútbol).
La corteza está casi vacía y en ella se encuentran los electrones, que debido a la atracción
que sobre ellos ejercen las cargas positivas del núcleo, giran alrededor de él describiendo
órbitas circulares (de modo similar a la forma en que la Luna gira alrededor de la Tierra).
Al identificar Rutherford, en 1914, el protón, consolidó su modelo. Situando esta partícula
en el núcleo del átomo, incluso intuyó y sugirió que en el núcleo del átomo debía existir otra
partícula subatómica con masa parecida a la del protón y sin carga. Partícula cuya existencia
fue demostrada por Chadwick en 1932 y a la que denominó neutrón. Por este motivo recibió
el Premio Nobel de Física en 1935.
Figura 4: Interpretación de los resultados del experimento de Rutherford
166
Aunque a lo largo del siglo XX se han descubierto otras partículas subatómicas (positrones,
neutrinos...), el electrón, el protón y el neutrón son los tres componentes fundamentales del
átomo, importantes para la química y sus características se recogen en el siguiente cuadro.
El modelo atómico de Rutherford, se puede resumir de la siguiente forma:
● NÚCLEO. Parte central del átomo muy pequeña, en la que se encuentran los protones y
los neutrones.
● CORTEZA. Parte externa del átomo que está casi vacía, en ella se encuentran los electrones
girando alrededor del núcleo.
En todo átomo existe siempre el mismo número de protones que de electrones, de modo
que los átomos son eléctricamente neutros.
Partícula Símbolo Carga eléctrica (C) Masa (u.m.a.)
electrón e
− −1,6 ·10
−19
1/1836
protón p
+ +1,6 · 10
−19
1
neutrón n
0
0 1
(b) (a)
(a) Átomo de Hidrógeno
(b) Átomo de Helio
Figura 5: Modelo atómico de Rutherford
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
2. ¿Qué aporta el modelo atómico de Rutherford con respecto a lo que se pensaba anteriormente
del átomo?
A c t i v i d a d e s
167
4. Número atómico. Número másico.Isótopos
En la actualidad se conocen los diferentes átomos que constituyen la materia, incluso se
han llegado a crear artificialmente, mediante procesos nucleares, algunos nuevos que no
encontramos en la Naturaleza. Todos ellos están formados por electrones, protones y neu-
trones, en distintas cantidades.
El Hidrógeno tiene un protón en el núcleo y un electrón en la corteza. El Helio tiene dos
protones y dos neutrones en el núcleo y dos electrones en la corteza.
Los átomos de diferentes elementos tienen distinto número de protones en el núcleo y este
número define a cada elemento químico. Se llama número atómico de un elemento químico al
número de protones de su núcleo y se representa por la letra Z. Este número atómico coincide
también con el número de electrones de su corteza, puesto que los átomos son eléctricamente
neutros.
La masa del átomo se concentra en el núcleo y se debe a los protones y a los neutrones.
Los electrones, aunque tienen masa, es despreciable frente a la del núcleo y no se considera
que contribuya a la masa total del átomo. La masa de los protones y de los neutrones es prác-
ticamente igual y coincide con la unidad de masa atómica. Se llama número másico a la suma
del número de protones y del número de neutrones, es decir, al número de partículas que hay
en el núcleo y se representa con la letra A.
Cada elemento químico se designa por un símbolo, formado por una o dos letras que tienen
relación con su nombre y, en algunos casos, con su nombre en latín. A veces estos símbolos se
acompañan de los números atómico y másico escritos como subíndice y superíndice respecti-
vamente, o con el símbolo seguido de un guión y el número másico A.
Conociendo estos dos números Z y A tenemos la información necesaria para conocer el
número y clase de partículas que forman los átomos de un elemento.
o b ` r b o a^
T Los átomos están formados por dos partes: núcleo y corteza.
T El núcleo es la parte central del átomo, muy pequeña, en la que se encuentran los protones
y los neutrones.
T La corteza es la parte externa del átomo que está casi vacía, en ella se encuentran los elec-
trones.
T En todo átomo existe siempre el mismo número de protones que de electrones, de modo que
los átomos son eléctricamente neutros.
168
Todos los átomos de un elemento químico tienen igual número atómico (Z), e igual número
de protones en el núcleo, sin embargo el número de neutrones puede variar. En la naturaleza
existen átomos del mismo elemento que tienen diferente masa, es decir diferente número de
neutrones, estos átomos de igual número atómico (Z) y diferente número másico (A) se llaman
isótopos, o lo que es lo mismo, átomos con el mismo número de protones y diferente número
de neutrones.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
Cl – 35, Cl – 37 y Cl – 38, son átomos del elemento químico cloro de Z = 17. Todos tienen 17
protones y 17 electrones, pero uno tiene 18 neutrones, otro 20 neutrones y otro 21 neutrones. Son
isótopos.
Aunque se diferencien en la masa, todos tienen las mismas propiedades químicas, puesto que
estas dependen de los electrones de la corteza (como veremos más adelante).
E j e m p l o
C–12, Z = 6, nos indica que este átomo de carbono contiene 6 protones y 6 electrones, y si al núme-
ro másico 12, le restamos el número de protones 6, tendremos el número de neutrones que, en este
caso, será también 6.
Na – 23, Z = 11, indica: 11 protones, 11 electrones y 23 – 11 = 12 neutrones.
E j e m p l o
3. Completa la siguiente tabla:
4. ¿Qué tienen en común y en qué se diferencian los siguientes átomos?
Ti – 46, Ti – 48 y Ti – 49. Número atómico 22
Al – 28, Si – 28 y P – 28. Números atómicos 13, 14 y 15 respectivamente.
nº atómico Z nº másico A nº protones nº electrones nº neutrones9 17
39 19
56 26
28 30
15 16
24 27
A c t i v i d a d e s
169
Cualquier elemento químico puede tener diferentes isótopos que se encuentran en la nat-
uraleza en una proporción determinada. De hecho, el número que aparece en las tablas como
masa atómica de un elemento, es una media ponderada de la masa de sus isótopos. Por ejem-
plo: el Boro está formado por dos isótopos B –10 y B –11 que se encuentran en una proporción
del 20% y 80% respectivamente. Su masa media es 0,2 · 10 + 0,8 · 11 = 10,80.
5. Espectros atómicosEl Sol es la principal fuente de energía que posee la Tierra. Del Sol nos llega la energía en
forma de radiaciones electromagnéticas. De estas radiaciones, unas calientan la Tierra, nos
producen la sensación de calor, otras permiten que las plantas realicen la fotosíntesis, otras
nos permiten ver.
No solo el Sol emite radiaciones, el filamento incandescente de una lámpara también emite
radiaciones (luz) que nos permiten ver, la resistencia eléctrica de una estufa emite radiaciones
que nos permiten calentarnos.
También las sustancias químicas al comunicarles energía desprenden luz. Si ponemos al
fuego un trocito de sal de cocina, éste emite luz amarilla, si a la llama ponemos cloruro de cobre,
la llama adquiere color verde... Un tubo fluorescente que en su interior contiene gas N
2
emite
luz roja, si contiene gas Hg, blanca brillante, si contiene H
2
la luz será de color malva claro, si
contiene Na, luz amarilla.
o b ` r b o a^
T Se llama número atómico de un elemento químico al número de protones de su núcleo y se
representa por la letra Z. Este número atómico coincide también con el número de electrones
de su corteza.
T La masa del átomo se concentra en el núcleo y se debe a los protones y a los neutrones. Se
llama número másico a la suma del número de protones y del número de neutrones, es decir,
al número de partículas que hay en el núcleo y se representa con la letra A.
5. Indica qué partículas forman los tres isótopos conocidos del hidrógeno:
H –1, H – 2 y H – 3. Z = 1.
6. ¿Qué partículas forman los isótopos del nitrógeno N – 13 y N – 14 si Z = 7?
7. El Neón tiene tres isótopos Ne– 20, Ne– 21 y Ne– 22 que se encuentran en la naturaleza en un
90,92%, 0,26% y 8,82%. Determina la masa atómica media del Neón.
A c t i v i d a d e s
170
El Sol y el filamento de una bombilla emiten luz blanca. Los diferentes elementos químicos
emiten luz de un determinado color. Esta luz que emite cada elemento químico es característica
de dicho elemento y permite identificarlo.
5.1. Radiaciones electromagnéticasEstas ondas o radiaciones electromagnéticas llevan asociada energía. Se originan por
perturbaciones eléctricas y magnéticas y dos son las magnitudes que las caracterizan.
● λ. Longitud de onda: distancia entre dos puntos consecutivos de una onda en el mismo
estado de vibración. Se mide en metros.
● ν. Frecuencia: número de ondas que pasan por un punto en la unidad de tiempo. Se
mide en herzios (número de ondas/segundo).
Todas las ondas electromagnéticas se propagan en el vacío y en el aire a la misma velocidad:
c = 3 · 108 m/s, este valor lo conocemos como “velocidad de la luz”. La ecuación que relaciona
estas magnitudes es c = λ · ν.
Nos interesa fijarnos en que λ y ν son dos magnitudes inversamente proporcionales. A mayor
longitud de onda (λ) menor frecuencia (ν) y viceversa.
Muchas experiencias demuestran que cuanto mayor sea la frecuencia de una radiación mayor
es la energía que lleva asociada dicha radiación, y así lo postularon formalmente, primero Planck
y, posteriormente Einstein.
De manera que cuanto mayor es la frecuencia de una radiación mayor es la energía que va
asociada a dicha radiación y cuanto mayor es la longitud de onda menor es la energía
correspondiente.
Figura 6: Longitud de onda
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
8. Ordena las siguientes radiaciones de menor a mayor energía:
a) ondas de radio de ν = 2 ·10
5
seg
−1
.
b) radiación de una estufa eléctrica de λ = 4 ·10
5
m.
c) Radiación emitida por un elemento radiactivo de ν= 1,5 ·10
20
seg
−1
.
d) Luz de una lámpara de Neón de λ = 6,2 ·10
−7
m.
e) Aparato de rayos X de ν = 2 ·10
18
seg
−1
.
f) Microondas de ν= 2,5 ·10
9
seg
−1
.
A c t i v i d a d e s
171
5.2. Espectros de emisión y de absorciónUn estudio detenido de las ondas o radiaciones electromagnéticas consiste en descomponerlas
o separarlas, según las distintas longitudes de onda o frecuencias. Esta separación de las diferentes
radiaciones que emite o absorbe un cuerpo se conoce con el nombre de espectro.
La separación y análisis de las radiaciónes se realiza mediante los espectroscopios. Estos
aparatos consisten, básicamente, en:
● Una fuente de luz (la que se pretende analizar).
● Un diafragma colocado en el foco de una lente (para seleccionar un haz de rayos paralelos).
● Un prisma que descompone la luz que le llega (aunque en el aire todas las radiaciones se
propagan juntas, a la misma velocidad, en el vidrio no ocurre así).
Por tanto, la luz sale del prisma descompuesta en las distintas radiaciones que se recogen en
una pantalla que estará calibrada en función de la longitud de onda (λ) o de la frecuencia (ν). Estas
radiaciones separadas constituyen el espectro de la sustancia cuya luz se pretende analizar.
Frecuenciamenor quelas ondas de radio
Radiofrecuencia
Rad
iac
ion
esin
fra-
roja
s
Mic
ro-o
nd
as
Lu
zvi
sib
le
Rad
iac
ion
esu
ltra
vio
leta
Rayos X
Ray
os
Gam
ma
Ray
os
Có
smic
os
Campos electromagnéticos Radiaciones ópticas Radiacionesionizantes
Frecuencia(Hz) 10 10 10 10 10 10 10
9 11 17 19 20 21
10 10
14 15
Figura 8: Espectro de las radiaciones electromagnéticas
Alto
voltaje
Tubo de descarga
Diafragma
Prisma
Luz
separada
Espectro
Placa
fotográfica
Figura 7: Espectro de emisión
172
Cuando se analiza luz blanca procedente del Sol se obtiene un espectro continuo que contiene
distintos tipos de radiaciones visibles, mientras que si se analiza la luz que emite un elemento químico
(en estado gaseoso), éste solamente contiene algunas radiaciones visibles que aparecen como
rayas brillantes, es un espectro discontinuo.
A continuación se muestra el espectro de las radiaciones electromagnéticas, contiene los
distintos tipos de radiaciones electromagnéticas, ordenadas de menor a mayor energía. En la parte
inferior se indica la frecuencia (ν).
Cuando se analice la luz procedente de un determinado elemento químico, obtendremos un
espectro discontinuo, aparecen rayas correspondientes a determinadas radiaciones, siempre las
mismas, diferentes a las que emite cualquier otro elemento químico. De tal manera que estos
espectros atómicos son como la huella dactilar de un elemento químico. El estudio de los
espectros atómicos comenzó a ser un importante método de análisis de sustancias, pues a partir
de él se podrían identificar los elementos que formaban dichas sustancias.
Se puede analizar la luz que emite un elemento químico después de comunicarle energía, es
lo que se conoce como espectro de emisión, o la luz que absorbe cuando, a través de él, se
hace pasar luz blanca, es lo que se conoce como espectro de absorción. Ambos espectros
coinciden, como el positivo y el negativo de una fotografía. Cada elemento químico absorbe y
emite las mismas radiaciones.
Todo esto estaba sin explicar y constituía un misterio para los científicos. El modelo atómico
de Rutherford no conseguía explicar el fenómeno de los espectros atómicos, así como tampoco
explicaba el hecho de que los electrones al girar alrededor del núcleo irían perdiendo energía
poco a poco y terminarían cayendo sobre el núcleo.
6. Modelo atómico de Bohr6.1. Modelo atómico de Bohr
Niels Bohr estudió detenidamente el espectro del átomo de Hidrógeno (el elemento químico
más sencillo) y, en 1915, consiguió dar una explicación teórica al fenómeno de los espectros
atómicos. Para ello tuvo que elaborar un nuevo modelo atómico basado en el modelo de Rutherford,
pero introduciendo algunas modificaciones:
Figura 9: Espectros de emisión y absorción (visibles) del átomo de Hidrógeno
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
173
● Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, pero no en cualquier órbita,
sino tan solo en aquellas que tienen niveles de energía permitidos.
● El electrón, mientras se encuentra en estas órbitas ni absorbe ni emite energía.
● El electrón absorbe o emite energía, tan solo cuando pasa de una órbita a otra y esta cantidad
de energía (que absorbe o emite) se corresponde, exactamente, con la diferencia de energía
que hay entre las órbitas entre las que se produce el salto del electrón.
Es decir, cada átomo tiene unas posibles órbitas para sus electrones. A cada una de estas
órbitas corresponde un nivel de energía, que es tanto mayor cuento más alejada esté la órbita
del núcleo del átomo. Estos niveles de energía en los que se pueden encontrar los electrones de
un átomo son diferentes para los diferentes átomos.
Cuando al átomo se le comunica energía el electrón absorbe tan solo la cantidad de energía
que necesita para pasar de una órbita a otra (electrón en estado excitado). Energía que devuelve
en forma de radiación electromagnética cuando vuelve a su posición inicial. Esa radiación que
emite el átomo se corresponde con la diferencia de energía entre dos órbitas de dicho átomo y
queda recogida en su espectro atómico. Otro átomo diferente tiene un espectro diferente porque
la diferencia de energía entre sus órbitas es otra distinta, por lo que le corresponde una radiación
diferente.
Cuando se analiza el espectro de absorción y de emisión de un mismo elemento, estos
coinciden, porque el electrón absorbe la misma energía para pasar del nivel 2 al 3 que la que
desprende para pasar del nivel 3 al 2.
La teoría atómica de Bohr tuvo bastante aceptación, pues consiguió explicar un fenómeno que
llevaba de cabeza a los científicos. No obstante, aunque supuso un gran avance en la comprensión
de la estructura interna de los átomos, Bohr, tan solo consiguió explicar perfectamente el átomo
Figura 10: Interpretación de Bohr de los espectros atómicos
9. ¿Qué relación hay entre los espectros de absorción y de emisión de un mismo elemento químico?
¿Por qué el espectro de un elemento lo identifica como si fuera su huella dactilar?
A c t i v i d a d e s
174
de Hidrógeno (átomo con un solo electrón). Sus seguidores, basándose en el estudio de los espectros
atómicos y aprovechando los avances tecnológicos introducidos en los aparatos con los que estos
se realizaban, consiguieron detectar la existencia de más niveles energéticos dentro del átomo
que se justificaban, no por el tamaño de las órbitas sino, por la forma y la orientación de las mismas.
6.2. Configuraciones electrónicasEl modelo atómico de Bohr y sus seguidores se centra, sobretodo, en la forma de considerar
los electrones en la corteza del átomo. En explicar que estos electrones se encuentran en
determinadas órbitas de diferente tamaño, diferente forma y orientación, a los que corresponden
diferentes niveles de energía. La forma en que se distribuyen los electrones de un átomo en
diferentes niveles y subniveles de energía se llama configuración electrónica.
La configuración electrónica de un átomo nos va a proporcionar información acerca del
comportamiento químico, pues es en la corteza donde se producen todos los cambios relacionados
con la formación de enlaces y, por tanto, relacionados con las reacciones químicas.
● En cada átomo existen niveles de energía que se designan por el número n de la teoría
de Bohr.
Este número n toma los valores 1, 2, 3, 4... Cuanto mayor es n mayor es la distancia del
electrón al núcleo. En cada nivel n caben 2n2electrones: nivel 1→ 2 electrones, nivel
3 → 2 . 3
2
= 18 electrones.
● En cada nivel de energía pueden haber subniveles de energía que se designan por las
letras s, p, d y f, tantos como indica el valor de n. En el nivel 1 solo hay un subnivel: el s,
en el nivel 2 hay dos: s y p, en nivel 3 hay tres subniveles: s, p y d.
● El número de electrones que cabe en cada subnivel es limitado: en s → 2 electrones, en
p → 6 electrones, en d → 10 electrones y en f → 14 electrones. Todo esto se recoge en el
siguiente cuadro:
Niveles Subniveles Nº de subniveles
Electrones por subnivel
Electrones por nivel
n = 1 s 1 2 2
n = 2
s
p
1
3
2
6
8
n = 3
s
p
d
1
3
5
2
6
10
18
n = 4
s
p
d
f
1
3
5
7
2
6
10
14
32
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
10. ¿Qué aporta el modelo atómico de Bohr con respecto a lo que se pensaba anteriormente del
átomo?
A c t i v i d a d e s
175
Los electrones se distribuyen dentro de un átomo siguiendo las condiciones expresadas en
la tabla anterior y ocupándose siempre en primer lugar los niveles y subniveles de menor energía
que son los más estables.. Puesto que la energía no depende solo del valor de n, de la distancia
del electrón al núcleo, sino que intervienen otros factores, que ahora aún desconoces, para construir
la configuración electrónica de un determinado átomo, puedes utilizar el siguiente esquema y
seguir el orden que te indican las flechas.
Con un número pequeño, a modo de superíndice, se indican los electrones que se sitúan
en cada subnivel
A continuación tienes algunos ejemplos de cómo se construye una configuración electrónica.
Z = 1 → 1s
1
Z = 2 → 1s
2
.
Z = 4 → 1s
2
2s
2
Z = 7 → 1s
2
2s
2
2p
3
Z = 9 → 1s
2
2s
2
2p
5
Z = 11 → 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
Z = 16 → 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4
Z = 19 → 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
Z = 25 → 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
5
La configuración electrónica del elemento de Z = 9 →1s
2
2s
2
2p
5
, nos indica que de los nueve
electrones de este átomo, se sitúan: dos en el nivel 1 subnivel s, dos en el nivel 2 subnivel s y los
cinco restantes en el nivel 2 subnivel p.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
o b ` r b o a^
T La forma en que se distribuyen los electrones de un átomo en diferentes niveles y subniveles
de energía se llama configuración electrónica.
T La configuración electrónica de un átomo nos va a proporcionar información acerca del
comportamiento químico, pues es en la corteza donde se producen todos los cambios relacionados
con la formación de enlaces y, por tanto, relacionados con las reacciones químicas.
176
7. Introducción cualitativa al modelo cuánticoBöhr ya introduce en su modelo atómico algunos conceptos propios de la Física cuántica.
Los niveles de energía están cuantizados, limitados, no pueden tomar cualquier valor. Sus
seguidores introducen números cuánticos que limitan, cuantizan la forma, la orientación de las
órbitas. Pero estos criterios cuánticos coexisten en este modelo con algunos principios de la Física
clásica: “La fuerza atractiva del núcleo comunica una aceleración centrípeta al electrón que le
hace girar alrededor del núcleo”.
A principios del siglo XX surgen una serie de descubrimientos y teorías que van a hacer
evolucionar la forma de considerar al electrón dentro del átomo y que darán lugar a un nuevo
modelo atómico: ”El modelo de la mecánica cuántica”, algunas de estas teorías son las siguientes.
● Radiación de un cuerpo caliente- Teoría de Planck. Estudiando la radiación emitida por un
cuerpo a distintas temperaturas llegó a la conclusión de que las emisiones de energía radiante
no forman una gama continua de energía sino que tiene lugar en forma de paquetes o cuantos
de energía. La energía total emitida por el cuerpo caliente es múltiplo de estos cuantos de energía.
La energía de estos cuantos viene dada por la expresión: E= h ·ν, donde ν es la frecuencia de
la radiación emitida y h es la constante de Planck, cuyo valor es 6,62·10
-34
Julios.seg.
● Dualidad onda – corpúsculo de Louis De Broglie. La luz tiene una doble naturaleza,
un comportamiento dual. En algunos fenómenos se comporta como onda electromagnética
y en otros (sobre todo cuando interacciona con la materia) se comporta como un haz de
corpúsculos de energía (fotones). No solo la luz tiene este comportamiento dual, sino que
la materia, las partículas, puede presentar este comportamiento doble (Efecto Compton,
Difracción de electrones...), de modo que cualquier partícula en movimiento lleva asociada
una onda, cuya longitud se calculaa partir de la siguiente expresión:
h: constante de Planck, m: masa de la partícula y v: velocidad de la partícula.
● Principio de incertidumbre de Heissenberg. Los sistemas atómicos y subatómicos no se
pueden observar directamente, puesto que al hacerlo se les aplica una energía que los
altera y, por tanto, rompemos lo que queremos observar. Esto no es una limitación técnica
de los aparatos de medida, sino algo propio de los sistemas subatómicos. El principio de
incertidumbre de Heissenberg se expresa así: “No se puede medir simultáneamente y
con precisión la posición y la velocidad de una partícula, existe una limitación”
Δp. Incertidumbre de la cantidad de movimiento
Δx. Incertidumbre de la posición
Δ ⋅ Δ ≥p x h4π
λν
= hm
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
11. Construye las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos químicos: P, Ar, O, Ca,
Zn y Sn, de números atómicos 15, 18, 8, 20, 30 y 50, respectivamente.
Indica cuántos niveles o capas tiene cada uno de ellos y cuántos electrones tiene en su último
nivel.
A c t i v i d a d e s
177
Como consecuencia de todo esto no sabemos si dentro del átomo el electrón se comporta
como onda o como partícula, ni podemos precisar su posición y velocidad. Todo esto da paso,
junto con una elaborada teoría matemática desarrollada por Schrödinguer, al concepto de “orbital”.Dentro del átomo hay zonas, con una determinada forma y tamaño, donde existe la máxima
probabilidad de que se encuentre el electrón.
Este modelo atómico se estudiará con mayor amplitud en el próximo curso en la asignatura
de Química.
8. Primeros intentos de clasificación delos elementos
Más de la mitad de los elementos químicos conocidos se descubrieron a lo largo del siglo XIX.
La cantidad de elementos conocidos y la observación de algunas semejanzas entre ellos hizo
que los científicos se plantearan la necesidad de ordenar y clasificar los elementos químicos
conocidos. Hubo muchos intentos y dificultades hasta llegar a la Tabla Periódica actual. Hay
que tener en cuenta que en el siglo XIX aún no se conocía la estructura interna de los átomos,
por lo que el criterio de orden fue el de la masa atómica (no “Z” que todavía se desconocía), puesto
que en el siglo XIX el progreso de la química se debe fundamentalmente a las leyes de las
combinaciones químicas, de carácter cuantitativo y basadas en la medida de masas atómicas.
A continuación enumeraremos algunos de los intentos de clasificación.
● Döbereiner (1780–1949) formó grupos de tres elementos que tenían propiedades químicas
semejantes y en los que la masa atómica del elemento central era igual a la media aritmética
de la masa atómica de los otros dos elementos. Ejemplo: Cl, Br y I, de masas atómicas 35,
80 y 127 respectivamente; Li, Na y K, de masas atómicas, 7, 23 y 39 respectivamente.
Así logró ordenar muy pocos elementos.
● John Newlands (1838–1898) ordenó los elementos según orden creciente de masas
atómicas y observa que el octavo elemento a partir de uno cualquiera repite las propiedades
de la misma forma que las notas en la escala musical. Esta ordenación se conoce como ley
de las octavas de Newlands. En su época fue ridiculizado, no tomándosele en serio por esta
comparación con las notas musicales.
● Los intentos más serios y que más se aproximan a la Tabla actual son los del alemán LotharMeyer y los del ruso Dimitri Mendeleiev que, trabajando por separado, llegaron a
conclusiones parecidas. Ambos ordenaron los elementos químicos según sus masas atómicas.
Meyer estudió la existencia de regularidades en los volúmenes atómicos y Mendeleiev en
las valencias. A estas ordenaciones se les llamó periódicas, puesto que se ponía de manifiesto
la periodicidad (variación regular) de determinadas propiedades. Mendeleiev dio a conocer
su clasificación en 1869 y Meyer en 1870. El mérito del descubrimiento se le atribuyó a
Se pasa del concepto de órbita, como trayectoria bien definida del electrón, al de orbital,como zona alrededor del núcleo donde existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón.
178
Mendeleiev, aunque a Meyer también se le reconoció posteriormente.
Al principio esta ordenación de elementos no tuvo mucha aceptación, pero Mendeleiev siguió
profundizando en ella, alteró el orden de algunos elementos, dejó huecos para elementos aún no
conocidos, de forma que se cumpliera la periodicidad de las propiedades. Cuando, gracias a la
predicción de las propiedades de esos elementos no conocidos para los que Mendeleiev había
dejado espacio en su tabla, se descubrieron nuevos elementos químicos, se aceptó totalmente
la tabla de Mendeleiev.
9. Tabla periódica actualLa Tabla Periódica actual es muy parecida a la de Mendeleiev, pero el criterio de ordenación es el
número atómico (Z), ya que se conoce la estructura interna de los átomos.
9.1. Relación con las configuraciones electrónicasLa posición de los elementos en la tabla periódica está relacionada con sus configuraciones
electrónicas y puesto que las propiedades químicas de los elementos están directamente
relacionadas con sus configuraciones electrónicas, esta tabla será de gran utilidad, pues es un
compendio de las propiedades químicas de los distintos elementos.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
179
Los elementos se distribuyen en periodos horizontales designados con un número, de manera
que quedan situados en grupos verticales, elementos con propiedades químicas similares a
los que se denomina “familias”. Los grupos se designan con un número y una letra.
Elegimos algunos elementos químicos y construimos su configuración electrónica.
C: 1s
2
2s
2
2p
2
; F: 1s
2
2s
2
2p
5
; Na: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
;
Si: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
2
; Cl: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
; K: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
;
V: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
3
; Fe: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6
.
● Vamos a ver qué tienen en común elementos del mismo periodo:
C y F tienen dos niveles. Pertenecen al 2º Periodo.
Na, Si y Cl tienen tres niveles. Pertenecen al 3
er
Periodo.
K, V y Fe tienen cuatro niveles. Pertenecen al 4º Periodo.
Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles,que a su vez coincide con el número de periodo.
● Vamos a ver qué tienen en común elementos del mismo grupo:
C y Si en su último nivel tienen la configuración s
2
p
2 → 4A.
F y Cl en su último nivel tienen la configuración s
2
p
5 → 7A.
Na y K en su último nivel tienen la configuración s
1→ 1A.
Todos los elementos del mismo grupo tienen una configuración similar en su últimonivel y si son de un grupo A, el número de electrones de su última capa coincide consu número de grupo.
Puesto que la configuración electrónica externa determina las propiedades químicas, todoslos elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, ya que su
configuración electrónica externa es similar.
Los electrones del último nivel se denominan electrones de valencia.
9.2. Bloques de la Tabla PeriódicaLos elementos de la tabla periódica también se dividen en bloques, atendiendo al tipo de
subnivel en que se sitúa el último electrón de su configuración electrónica, al que se llama electróndiferenciador, ya que diferencia a un elemento químico del anterior en la tabla periódica. Estos
bloques son:
f
s
pd
s
Figura 11: Bloques de la Tabla Periódica
180
● Los bloques s y p engloban a todos los elementos del grupo A, llamados elementos
representativos. De estos, los grupos encabezados por los elementos B, C, N, O y F
pertenecen al bloque p, pues su último electrón se sitúa en un subnivel p, mientras que los
grupos encabezados por el Li y por el Be pertenecen al bloque s, pues su último electrón
se sitúa en un subnivel “s”. Todos ellos pertenecen a grupos A.
Es de destacar el grupo 8A o de los gases nobles. Todos los elementos de este grupo son
muy estables, no reaccionan, no se combinan con otros elementos ni consigo mismos. Su
estabilidad la deben a su configuración externa s
2
para el He, s
2
p
6
para el resto. De manera
que la capacidad de combinación de reacción de los demás elementos químicos se justifica
por su tendencia a conseguir la configuración estable de los gases nobles.
● El bloque d engloba a todos los elementos de los grupos B, llamados metales de transición,
su último electrón se sitúa en un subnivel d y, a su vez, se engloban en grupos B.
● Los elementos del bloque f sitúan su último electrón en un subnivel f y se denominan metales
de transición interna. Por ejemplo el Sm, de Z = 62, de configuración electrónica:
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
4f
4
.
Tanto los elementos del bloque d, como los del bloque f, reciben el nombre de metales de
transición y de transición interna. En su nivel externo solamente tienen electrones en el subnivel
s, como los elementos de los grupos 1A y 2A, pero siguen teniendo subniveles d o f sin completar.
Ya se verá más adelante que esto les confiere una serie de propiedades químicas similares que
se engloban bajo el término de carácter metálico.
Conocer la relación entre la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica y su
configuración electrónica externa, resulta de gran utilidad, sobretodo cuando se trate de elementos
con un gran número de electrones. Por ejemplo: El I que posee 53 electrones. Bien, puesto que
el I está en el 5º periodo, grupo 7A, resulta que tiene cinco niveles y siete electrones en su último
nivel, por lo que su configuración electrónica externa será 5s
2
5p
5
. En el nivel externo tan solo
existen subniveles s y p, como habrás podido apreciar en todas las configuraciones electrónicas
realizadas.
El Pb posee 82 electrones, está en el 6º periodo y grupo 4A, por lo que tiene seis niveles y
cuatro electrones en su último nivel. Su configuración electrónica externa será 6s
2
6p
2
.
Según vayas avanzando en el estudio de la Química descubrirás nuevas utilidades de la tabla
periódica.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
12. De los elementos de la actividad anterior, indica a qué periodo y a qué bloque de elementos
pertenecen y, en caso de que sean de grupos A, indica exactamente a qué grupo pertenecen.
13. De los siguientes elementos químicos busca su posición en la Tabla, periodo y grupo, y, a par-
tir de esos datos, indica cuál es la configuración electrónica de su nivel externo. Ne, Mg, Al, Rb,
Se, Sb, Hg y Fe.
A c t i v i d a d e s
181
10. Propiedades períodicasSe designa así a una serie de propiedades íntimamente relacionadas con las configuraciones
electrónicas y que, al igual que éstas, varían de forma periódica en la tabla.
10.1. Tamaño de los átomosSe puede indicar por la medida del radio atómico. De forma experimental se mide cuando
los átomos están unidos. El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos
átomos que se encuentran unidos.
Variación en un grupo. En un grupo el radio aumenta a medida que descendemos en él,
ya que aumenta el número de niveles en la corteza del átomo.
Variación en un periodo. En un periodo el radio disminuye según avanzamos por él, ya
que todos los átomos tienen el mismo número de niveles y al aumentar la carga nuclear Z
(protones del núcleo), los electrones de la capa externa son atraídos con más fuerza por el
núcleo, acercándose más a él.
10.2. Energía de ionizaciónSe define como energía de ionización de un átomo la energía necesaria para arrancar un
electrón externo a dicho átomo, cuando éste se encuentra en estado gaseoso, y formar así un
ion positivo. Por ejemplo: en el caso del Na, sería la energía necesaria para producir el siguiente
proceso:
Na(g) → Na
+
(g) + 1 e
–
r
Figura 12: Radio Atómico
14. Ordena según su tamaño las siguientes series de elementos:
F, Br, I, Cl
Si, Na, Cl, S
A c t i v i d a d e s
182
Podemos definir también la segunda energía de ionización, si pretendemos arrancar un
segundo electrón a un átomo. La tercera energía de ionización si pretendemos arrancar un tercer
electrón y así sucesivamente. Pero nos centraremos únicamente en la primera energía de ionizacióny su variación en la tabla periódica.
Para entender cómo varía esta propiedad piensa que para arrancar ese electrón se debe
vencer la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre él. Si recuerdas la Ley de
Coulomb F = K Q
+
Q
–
/d
2
. Esta F de atracción sobre el electrón será directamente proporcional
a la carga positiva Q
+
del núcleo, a su vez, en relación con el número atómico Z (número de
protones). La carga negativa Q
−será siempre la del electrón que se pretende arrancar. A su vez,
la fuerza de atracción será inversamente proporcional al tamaño del átomo.
● Variación en un grupo. La energía de ionización disminuye al descender en un grupo.
Según se desciende en un grupo va aumentando el tamaño del átomo, por lo que disminuye
la atracción que ejerce el núcleo por el electrón del último nivel, en consecuencia disminuye
la energía necesaria para arrancarlo.
● Variación en un periodo. La energía de ionización aumenta a medida que se avanza
por un periodo. Puesto que en un periodo todos los átomos tienen el mismo número de
niveles, su tamaño es similar (aunque haya algunas variaciones), pero la carga nuclear Z
(número de protones) va aumentando por lo que también va aumentando la fuerza de
atracción del núcleo sobre el electrón y por tanto la energía necesaria para arrancarlo.
En esta gráfica puedes ver como va aumentando gradualmente la energía de ionización en
un periodo y como disminuye al descender en un grupo, fíjate, por ejemplo en F y Cl o en Be,
Mg y Ca.
2500
2000
1500
1000
500
5 10 15 20Número atómico
Energía de ionización(KJ/mol)
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Figura 13: Gráfica de energías de ionización
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
183
Se presentan pequeños altibajos en la gráfica, relacionados con la dificultad o la facilidad que
presenta el átomo para perder ese electrón, si con ello pierde o gana una configuración electrónica
más estable. Estos detalles los verás en el próximo curso.
10.3. Afinidad electrónicaLa afinidad electrónica de un átomo es la energía que se desprende cuando un átomo neutro,
en estado gaseoso gana un electrón y forma un ion negativo. Por ejemplo: para el Cl, sería la
energía que se desprende en el siguiente proceso:
Cl(g) + 1e
− → Cl
−(g).
Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un electrón y formar un ion negativo
mayor es su afinidad electrónica.
La afinidad electrónica varía de forma análoga a la de la energía de ionización en la tabla
periódica.
● Variación en un grupo. Disminuye al descender en un grupo. Los átomos de mayor tamaño
tienen al núcleo más alejado de la capa externa y atraen con menos facilidad a los electrones.
● Variación en un periodo. Aumenta al avanzar en un periodo. Al aumentar la carga nuclear
(Z) los átomos atraen con más facilidad a los electrones. Al igual que ocurre con la energíade ionización existen pequeñas variaciones relacionadas con conseguir o perder
configuraciones electrónicas estables al ganar un electrón.
El F tiene afinidad electrónica muy elevada pues al ganar un electrón conseguiría la
configuración electrónica del Ne. Sin embargo, el Ne no presenta ninguna tendencia a ganar
electrones, a pesar de encontrarse a la derecha del F en el mismo periodo, pues su configuraciónelectrónica ya es estable.
15. Ordena de menor a mayor energía de ionización los siguientes elementos químicos y explica
los criterios seguidos: Al, Na, Rb, O y S.
A c t i v i d a d e s
16. Justifica por qué la afinidad electrónica del Cl es mayor que la del S y, sin embargo, la del Ar
no es mayor que la del Cl, estando situado el Ar a la derecha del Cl, del mismo modo que el Cl
está a la derecha del S en la Tabla Periódica.
A c t i v i d a d e s
184
10.4. ElectronegatividadSe define como la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de otro elemento
cuando se combina con él.
Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un electrón a su corteza (mayor
afinidad electrónica), mayor será también su electronegatividad, por tanto la variación de la
electronegatividad en la tabla periódica es similar a la de dicha propiedad. Aumenta al avanzar
en un periodo y disminuye al descender en un grupo.
Esta propiedad tiene gran interés desde el punto de vista químico, pues permite clasificar a
los elementos químicos en electronegativos (valores altos de electronegatividad) y
electropositivos (valores bajos de electronegatividad).
Los elementos electronegativos, también llamados no metales, son elementos que presentan
elevada tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica elevada) y poca tendencia a perderlos
(energía de ionización elevada). Es decir, formarán preferentemente iones negativos.
Elementos electropositivos, también llamados metales, son elementos con poca tendencia
a ganar electrones (afinidad electrónica baja) y mucha tendencia a perderlos (energía deionización baja). Es decir, formarán preferentemente iones positivos.
En la tabla periódica hay marcada una especie de escalera que incluye a los semimetales
(características intermedias entre los metales y los no metales) y que separa los elementos
electronegativos a la derecha, de los elementos electropositivos a la izquierda.
Para medir la electronegatividad se utiliza la escala elaborada por Pauli que asigna al F, el
elemento más electronegativo, el valor 4 y al Cs, el menos electrone-gativo, el valor 0,7.
Tamaño Electronegatividad Energía de ionización Afinidad electrónica
Figura 14: Sentido de aumento de las propiedades periódicas
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
8UNIDAD
185
El H que no tiene un lugar fijo en la Tabla se considera un elemento electrone-gativo. Esta
clasificación te será de gran utilidad para conocer el tipo de enlace que se da entre los diferentes
elementos químicos, según se verá en el próximo tema.
o b ` r b o a^
T En la Tabla Periódica actual el criterio de ordenación de los elementos químicos es el núme-
ro atómico (Z).
T La posición de los elementos en la tabla periódica está relacionada con sus configuraciones
electrónicas, la Tabla Periódica es por lo tanto un compendio de las propiedades químicas de
los distintos elementos.
T Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles, que a su vez
coincide con el número de periodo.
T Todos los elementos del mismo grupo tienen una configuración similar en su último nivel.
Puesto que la configuración electrónica externa determina las propiedades químicas, todos
los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, ya que su configu-
ración electrónica externa es similar.
17. Utilizando la Tabla Periódica, clasifica los siguientes elementos en metales, no metales o
semimetales: Mg, P, Cr, Br, N, Pb, Ba, Fe, F, Ge y Sb.
18. Teniendo en cuenta la variación de la electronegatividad en la Tabla Periódica, explica si son
verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) De los siguientes elementos: F, Cl, N y O, el F es el más electronegativo.
b) El O tiene tendencia a formar iones positivos.
c) El Na tiene tendencia a formar iones positivos.
d) Entre el Cs y el Fe, el Fe tiene más tendencia a formar iones positivos.
e) El He es el elemento más electronegativo.
A c t i v i d a d e s