Estructura electrónica e interacción con la radiación electromagnética
En las Fiestas Patrias, los fuegos artificiales pintan el cielo de Lima, sobre la Costa Verde, de rojo, verde, azul o amarillo. ¿Por qué cada sal da su propio color y nunca otro? La respuesta está en cómo se acomodan los electrones dentro del átomo, y de ahí sale también la forma de la tabla periódica.
Espectros atómicos: la huella de cada elemento
Si la luz de un foco de filamento pasa por un prisma, se ve un arcoíris continuo. Si pasa la luz de un tubo de hidrógeno, solo se ven unas pocas líneas de colores sobre fondo negro. ¿Por qué un gas no emite todos los colores?
Que cada elemento tenga siempre su mismo patrón de líneas significa que sus electrones solo pueden ocupar ciertos niveles de energía fijos. Es una huella dactilar atómica: así se sabe de qué está hecha una estrella sin traer una muestra.
Dos consecuencias importantes. Primero, un elemento absorbe justo las mismas longitudes de onda que es capaz de emitir, porque los saltos posibles son los mismos (subir o bajar). Segundo, por eso los espectros de absorción de las estrellas, con líneas oscuras, revelan su composición.
Un ejemplo cotidiano: los postes de alumbrado de vapor de sodio de algunas carreteras dan luz casi de un solo color (amarillo), porque el sodio solo emite unas pocas líneas. Bajo esa luz los autos pierden su color: no hay otras longitudes de onda que puedan reflejar.
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 de…
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 de filamento se descompone en un arcoíris continuo. La figura compara los dos espectros:
- a) ¿Qué diferencia hay entre un espectro continuo y un espectro de líneas?
- b) ¿Cuál de los dos es un espectro de emisión atómica? ¿Qué información da sobre el elemento que lo produce?
Un electrón de un átomo está en el nivel $n = 1$. a) ¿Qué tiene que ocurrir para que pase al nivel $n = 3$? ¿Absorbe o cede energía el átomo en ese proceso? b) Cuando el…
Un electrón de un átomo está en el nivel $n = 1$.
- a) ¿Qué tiene que ocurrir para que pase al nivel $n = 3$? ¿Absorbe o cede energía el átomo en ese proceso?
- 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 papel 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…
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:
- 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.
- b) Dos de las líneas oscuras del Sol coinciden con el doblete amarillo del sodio: ¿qué conclusión permite sacar sobre la atmósfera solar?
- c) Razona cómo es posible conocer la composición química de una estrella lejana sin traer jamás una muestra de ella.
La energía de un fotón
En el interactivo $\lambda$ y la frecuencia se mueven por separado, pero en la luz están atadas: su producto siempre es $c$. Si acortas $\lambda$ a la mitad, la frecuencia se duplica. Por eso un fotón ultravioleta ($\lambda$ corta) es más energético que uno de luz roja ($\lambda$ larga).
La línea amarilla característica del sodio tiene longitud de onda $\lambda = 589\ \text{nm}$. La luz viaja en el vacío a $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$. a) Expresa la…
La línea amarilla característica del sodio tiene longitud de onda $\lambda = 589\ \text{nm}$. La luz viaja en el vacío a $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$.
- a) Expresa la longitud de onda en metros.
- b) Calcula la frecuencia de esa luz usando $c = \lambda\times\nu$.
La energía de un fotón es $E = h\times\nu$, con la constante de Planck $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$. a) Calcula la energía del fotón amarillo del…
La energía de un fotón es $E = h\times\nu$, con la constante de Planck $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$.
- a) Calcula la energía del fotón amarillo del sodio, de frecuencia $\nu = 5.1\times10^{14}\ \text{Hz}$.
- b) Un fotón ultravioleta tiene frecuencia mayor que la de la luz visible: ¿su energía es mayor o menor? Justifícalo con la fórmula.
Las lámparas germicidas de las salas de operaciones emiten luz ultravioleta de $\lambda = 254\ \text{nm}$. Datos: $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$ y…
Las lámparas germicidas de las salas de operaciones emiten luz ultravioleta de $\lambda = 254\ \text{nm}$. Datos: $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$ y $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$.
- a) Calcula la energía de uno de estos fotones con $E = \frac{h\times c}{\lambda}$.
- b) Los fotones UV dañan el ADN de los microorganismos y los fotones de luz visible no: relaciona ese hecho con la energía calculada en el apartado anterior.
Del átomo de Bohr al modelo cuántico
El modelo de Bohr, con electrones en órbitas circulares, explica bien el hidrógeno, pero falla con átomos de más electrones. El modelo cuántico lo sustituye por orbitales: regiones donde es muy probable encontrar al electrón. Este modelo parte de que el electrón se comporta a la vez como onda y como partícula (de Broglie), por lo que solo se puede hablar de probabilidad (Schrödinger).
Lo que necesitas de este modelo para las secciones que siguen es cuántos electrones caben en cada subnivel.
La luz amarilla del sodio es en realidad un doblete: dos líneas muy próximas de $\lambda_1 = 589.0\ \text{nm}$ y $\lambda_2 = 589.6\ \text{nm}$. Datos:…
La luz amarilla del sodio es en realidad un doblete: dos líneas muy próximas de $\lambda_1 = 589.0\ \text{nm}$ y $\lambda_2 = 589.6\ \text{nm}$. Datos: $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$ y $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$.
- a) Calcula la energía de cada uno de los dos fotones con $E = \frac{h\times c}{\lambda}$.
- b) Calcula la diferencia de energía entre ambos.
- c) Esa diferencia corresponde a la distancia entre dos subniveles del átomo de sodio: ¿qué revela la existencia del doblete sobre la estructura de los niveles de energía del átomo?
Configuración electrónica
Los electrones se acomodan en niveles y subniveles, empezando por los de menor energía. Lo rigen tres principios: el de construcción (Aufbau: se llena primero lo de menor energía), el de máxima multiplicidad (Hund: en orbitales de igual energía, los electrones se reparten uno en cada orbital antes de aparearse) y el de exclusión (Pauli: máximo dos electrones por orbital, con espines opuestos).
Los subniveles se llenan siguiendo la regla de Möller (o regla del serrucho), cada uno hasta su capacidad: $1s,\ 2s,\ 2p,\ 3s,\ 3p,\ 4s,\ 3d,\ 4p,\ 5s\dots$ El $4s$ tiene menos energía que el $3d$, así que se llena antes. Por ejemplo, el hierro ($Z=26$) es $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6$, que se abrevia $[\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^6$.
El período es el número del último nivel ocupado, y los electrones de valencia (los del último nivel) fijan el grupo. Por ejemplo, $3s^2 3p^4$ tiene 6 electrones de valencia y está en el período 3: es el azufre. En los grupos A (IA–VIIA), el número romano coincide con los electrones de valencia; los gases nobles (VIIIA) tienen 8 electrones de valencia, salvo el He, que tiene 2: el azufre está en el grupo VIA (anfígenos o calcógenos). Los electrones de un $3d$ completo no cuentan como valencia: el selenio, $[\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^{10}\ 4p^4$, tiene 6 electrones de valencia ($4s^2 4p^4$), está en el período 4 y en el grupo VIA. Otras familias: alcalinos (IA), alcalinotérreos (IIA), carbonoides (IVA), nitrogenoides (VA), halógenos (VIIA) y gases nobles (VIIIA).
Los elementos cuyo último electrón entra en un subnivel $d$ forman los grupos B (IB–VIIIB). La primera serie de transición va del escandio ($Z=21$) al zinc ($Z=30$), donde se llena el $3d$. Los metales (a la izquierda y en el centro de la tabla) tienden a perder electrones; los no metales (arriba a la derecha) tienden a ganarlos.
Notación de Lewis de un átomo
Es el símbolo del elemento rodeado de un punto por cada electrón de valencia. En los grupos A hay tantos puntos como indica el número del grupo: el sodio (IA) lleva 1 punto, el azufre (VIA) lleva 6 y el cloro (VIIA) lleva 7.
Radio atómico y electronegatividad
Se razonan con las capas y la carga nuclear efectiva, sin calcular. En un grupo, de arriba abajo hay más capas: el radio crece y la electronegatividad baja. En un periodo, de izquierda a derecha, aumenta la carga nuclear efectiva sobre las mismas capas: el núcleo atrae más fuerte, el radio disminuye y la electronegatividad crece. Más detalle en TABLA-PERIOD.
Iones: parecerse al gas noble más cercano
Un átomo puede ganar o perder electrones hasta quedar con la distribución del gas noble más cercano, que es muy estable (8 electrones en el último nivel). Los elementos con pocos electrones de valencia tienden a perderlos y forman cationes. Los que tienen casi completo el último nivel tienden a ganar y forman aniones.
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El Na ($1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$) pierde su único electrón de valencia y forma $\text{Na}^+$: $1s^2 2s^2 2p^6$, igual que el neón.
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El Cl ($[\text{Ne}]\ 3s^2 3p^5$) gana un electrón y forma $\text{Cl}^-$: $[\text{Ne}]\ 3s^2 3p^6$, igual que el argón.
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Regla práctica: con 1, 2 o 3 electrones de valencia el átomo suele perderlos (cargas $1+$, $2+$, $3+$); con 7 o 6 suele ganar 1 o 2 (cargas $1-$, $2-$).
Las especies con el mismo número de electrones se llaman isoelectrónicas: Ar, $\text{K}^+$ y $\text{Ca}^{2+}$ tienen 18 electrones.
Cuanto más fácil pierde un átomo su electrón de valencia, más reactivo es. Los alcalinos ($ns^1$) lo pierden con muy poca energía: forman cationes $1+$ y reaccionan con violencia con el agua, y más aún cuanto más abajo están en el grupo.
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…
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:
- a) Escribe la configuración electrónica del nitrógeno ($Z = 7$).
- 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, $10$. a) Escribe las…
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, $10$.
- a) Escribe las configuraciones electrónicas del potasio ($Z = 19$) y del calcio ($Z = 20$).
- b) Escribe la configuración electrónica del hierro ($Z = 26$), teniendo en cuenta que tras llenarse el $4s$ empieza a llenarse el $3d$.
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:…
- 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?
- 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?
Excepciones: subniveles semillenos y llenos
La regla de Möller acierta casi siempre, pero algunos elementos de transición «hacen trampa»: un electrón del $4s$ pasa al $3d$ para dejarlo semilleno ($d^5$) o lleno ($d^{10}$), disposiciones especialmente estables.
El hierro ($Z = 26$) tiene configuración electrónica $[\text{Ar}]\ 4s^2 3d^6$. a) Los átomos pierden primero los electrones del nivel más alto: escribe la configuración…
El hierro ($Z = 26$) tiene configuración electrónica $[\text{Ar}]\ 4s^2 3d^6$.
- a) Los átomos pierden primero los electrones del nivel más alto: escribe la configuración del ion $\text{Fe}^{2+}$ y la del ion $\text{Fe}^{3+}$.
- 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…
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:
- a) Compara las configuraciones «esperada» y «real» de cada elemento: ¿cuántos electrones hay en el subnivel $3d$ en cada caso?
- b) Los subniveles semillenos ($d^5$) y llenos ($d^{10}$) son especialmente estables: usa ese dato para explicar las dos configuraciones reales.
- c) ¿Qué nos enseña este ejemplo sobre la diferencia entre una regla de llenado sencilla y la estructura electrónica real de los átomos?
Vuelve al principio: el color de cada sal de los fuegos artificiales es la huella de sus saltos entre niveles de energía: al calentarse, los electrones suben y, al regresar, emiten fotones de energías propias de cada elemento. Y las capacidades de los subniveles ($2$, $6$, $10$, $14$) están detrás de la forma de la tabla, con sus bloques A y B.