Estructura electrónica e interacción con la radiación electromagnética

Al pasar la luz de una lámpara de descarga de hidrógeno por un prisma se obtienen unas pocas líneas de colores sobre fondo negro, mientras que la luz de un foco incandescente de filamento se descompone en un arcoíris continuo. La figura compara los dos espectros:

1. a) ¿Qué diferencia hay entre un espectro continuo y un espectro de líneas?
2. b) ¿Cuál de los dos es un espectro de emisión atómica? ¿Qué información da sobre el elemento que lo produce?

Los electrones de un átomo solo pueden ocupar ciertos niveles de energía, distintos en cada elemento, como ilustra la figura:

Explica, a partir de esa idea:

1. a) Por qué cada elemento emite luz de unos colores característicos y no de otros.
2. b) Por qué el conjunto de esas líneas sirve para identificar un elemento, igual que una huella dactilar identifica a una persona.

Muchas farolas antiguas usaban lámparas de vapor de sodio, que dan una luz amarilla muy intensa.

1. a) ¿Por qué su luz es prácticamente de un solo color, a diferencia de la luz blanca de un foco incandescente (de filamento)?
2. b) Una de esas farolas ilumina una carretera y todo se ve en tonos amarillos y grises: razona, con la idea de espectro de líneas, por qué los colores de los carros se distinguen peor que con luz blanca.

Los fuegos artificiales llevan sales de estroncio (luz roja), de bario (luz verde) y de sodio (luz amarilla).

1. a) ¿Qué les ocurre a los electrones de esos átomos cuando la combustión de la pólvora calienta las sales?
2. b) ¿De dónde sale la luz de color que vemos? Explica el proceso completo con la idea de saltos entre niveles de energía.

Un electrón de un átomo está en el nivel $n = 1$.

1. a) ¿Qué tiene que ocurrir para que pase al nivel $n = 3$? ¿Absorbe o cede energía el átomo en ese proceso?
2. b) Cuando el electrón vuelve a bajar al nivel $n = 1$, ¿qué emite el átomo? Dibuja en tu cuaderno los dos procesos con flechas entre los niveles.

Puedes hacerlo en una hoja y enviar una foto con tu respuesta.

En $1814$, Joseph Fraunhofer observó que el espectro del Sol está cruzado por centenares de líneas oscuras: aparecen exactamente en las mismas longitudes de onda que los elementos emiten en el laboratorio, pero en absorción, porque los gases de la atmósfera solar absorben esa luz. La figura compara los dos espectros:

1. a) Explica, con la idea de niveles de energía, por qué un elemento absorbe exactamente las mismas longitudes de onda que es capaz de emitir.
2. b) Dos de las líneas oscuras del Sol coinciden con el doblete amarillo del sodio: ¿qué conclusión permite sacar sobre la atmósfera solar?
3. c) Razona cómo es posible conocer la composición química de una estrella lejana sin traer jamás una muestra de ella.

La línea amarilla característica del sodio tiene longitud de onda $\lambda = 589\ \text{nm}$. La luz viaja en el vacío a $c = 3\cdot10^{8}\ \text{m/s}$.

1. a) Expresa la longitud de onda en metros.
2. b) Calcula la frecuencia de esa luz usando $c = \lambda\cdot\nu$.

Un castillo de fuegos artificiales emite a la vez luz roja ($\lambda \approx 700\ \text{nm}$), verde ($\lambda \approx 530\ \text{nm}$) y azul ($\lambda \approx 450\ \text{nm}$). La figura sitúa las tres líneas en el espectro visible:

1. a) Ordena los tres colores de menor a mayor frecuencia, razonando a partir de $c = \lambda\cdot\nu$.
2. b) Ordénalos después de menor a mayor energía de fotón, usando $E = h\cdot\nu$: ¿qué color corresponde a los saltos electrónicos más energéticos?

El orden de llenado de los subniveles es $1s$, $2s$, $2p$, $3s$, $3p$, con capacidades máximas de $2$ electrones en cada subnivel s y $6$ en cada subnivel p, como muestra el diagrama:

1. a) Escribe la configuración electrónica del nitrógeno ($Z = 7$).
2. b) Escribe la configuración electrónica del magnesio ($Z = 12$).

Tras el subnivel $3p$ se llena el $4s$ antes que el $3d$, como muestra el diagrama de energías:

Capacidades máximas: s, $2$ electrones; p, $6$; d, $10$.

1. a) Escribe las configuraciones electrónicas del potasio ($Z = 19$) y del calcio ($Z = 20$).
2. b) Escribe la configuración electrónica del hierro ($Z = 26$), teniendo en cuenta que tras llenarse el $4s$ empieza a llenarse el $3d$.

El número del último nivel ocupado por los electrones coincide con el periodo del elemento en la tabla.

1. a) ¿En qué periodo está un átomo cuya configuración termina en $3s^1$? ¿De qué elemento se trata?
2. b) ¿Y en qué periodo está uno cuya configuración termina en $2p^5$? Identifícalo con ayuda de la tabla.

Los electrones del último nivel, llamados electrones de valencia, determinan el grupo del elemento.

1. a) ¿Cuántos electrones de valencia tiene un átomo cuya configuración termina en $3s^2 3p^4$? ¿A qué grupo pertenece?
2. b) ¿Y uno cuya configuración termina en $3s^2 3p^3$? Nombra ambos elementos.

Un elemento tiene configuración electrónica $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^3$.

1. a) ¿Cuál es su número atómico? ¿Qué elemento es?
2. b) ¿En qué período y en qué grupo de la tabla periódica está ubicado? Justifica ambas respuestas a partir de su configuración.

1. a) Escribe la configuración electrónica de los iones $\text{Na}^{+}$ ($Z = 11$) y $\text{Cl}^{-}$ ($Z = 17$) y comprueba que cada una coincide con la de un gas noble: ¿de cuáles se trata?
2. b) El argón, el ion $\text{K}^{+}$ ($Z = 19$) y el ion $\text{Ca}^{2+}$ ($Z = 20$) tienen el mismo número de electrones: ¿cuántos? ¿Cómo se llama a las especies que tienen el mismo número de electrones?

La configuración electrónica abreviada de un elemento es $[\text{Ar}]\ 4s^2 3d^{10} 4p^5$.

1. a) Suma los electrones para obtener su número atómico e identifica el elemento con la tabla.
2. b) ¿Cuántos electrones de valencia tiene? ¿Qué ion tiende a formar? Justifícalo pensando en la configuración del gas noble siguiente.

Un elemento tiene número atómico $Z = 37$.

1. a) Escribe su configuración electrónica (orden de llenado: $1s$, $2s$, $2p$, $3s$, $3p$, $4s$, $3d$, $4p$, $5s$).
2. b) Deduce su periodo y su grupo, e identifica el elemento con ayuda de la tabla periódica.
3. c) Predice, justificándolo a partir de la configuración: cuántos electrones de valencia tiene, qué ion forma con más facilidad y si reaccionará violentamente con el agua.

El hierro ($Z = 26$) tiene configuración electrónica $[\text{Ar}]\ 4s^2 3d^6$.

1. a) Los átomos pierden primero los electrones del nivel más alto: escribe la configuración del ion $\text{Fe}^{2+}$ y la del ion $\text{Fe}^{3+}$.
2. b) Un subnivel semilleno es especialmente estable: ¿qué configuración alcanza el $\text{Fe}^{3+}$ en su subnivel $3d$? Usa ese hecho para justificar que el $\text{Fe}^{3+}$ sea tan abundante en la naturaleza (el óxido y muchos minerales de hierro lo contienen).

Según el orden de llenado habitual, el cromo ($Z = 24$) debería tener configuración $[\text{Ar}]\ 4s^2 3d^4$ y el cobre ($Z = 29$), $[\text{Ar}]\ 4s^2 3d^9$. En realidad, sus configuraciones son $[\text{Ar}]\ 4s^1 3d^5$ y $[\text{Ar}]\ 4s^1 3d^{10}$, respectivamente. El diagrama de cajas muestra el caso del cromo:

1. a) Compara las configuraciones «esperada» y «real» de cada elemento: ¿cuántos electrones hay en el subnivel $3d$ en cada caso?
2. b) Los subniveles semillenos ($d^5$) y llenos ($d^{10}$) son especialmente estables: usa ese dato para explicar las dos configuraciones reales.
3. c) ¿Qué nos enseña este ejemplo sobre la diferencia entre una regla de llenado sencilla y la estructura electrónica real de los átomos?