160

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

161

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

162

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

164

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