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 (bombilla 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.

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.

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.

Muchos postes de alumbrado antiguos 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 de filamento?
2. b) Una de esas lámparas de alumbrado 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.

La línea amarilla característica del sodio tiene longitud de onda $\lambda = 589\ \text{nm}$. La luz viaja en el vacío a $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$.

1. a) Expresa la longitud de onda en metros.
2. 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 $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$.

1. a) Calcula la energía del fotón amarillo del sodio, de frecuencia $\nu = 5.1\times10^{14}\ \text{Hz}$.
2. 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 los quirófanos emiten luz ultravioleta de $\lambda = 254\ \text{nm}$. Datos: $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$ y $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$.

1. a) Calcula la energía de uno de estos fotones con $E = \frac{h\times c}{\lambda}$.
2. 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.

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 $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$.

1. a) Calcula la energía de cada uno de los dos fotones con $E = \frac{h\times c}{\lambda}$.
2. b) Calcula la diferencia de energía entre ambos.
3. 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?

Un marcador fluorescente brilla intensamente bajo la luz ultravioleta de una discoteca: sus moléculas absorben fotones UV invisibles y emiten luz visible de colores vivos.

1. a) ¿Qué fotón es más energético, el absorbido (UV) o el emitido (visible)? Justifícalo con $E = \frac{h\times c}{\lambda}$.
2. b) Propón una explicación con la idea de saltos entre niveles: el electrón sube de un solo salto, pero baja en dos saltos más pequeños perdiendo energía por el camino.
3. c) ¿Podría un material emitir luz azul cuando se ilumina con luz roja? Razona la respuesta en términos energéticos.

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 $c = \lambda\times\nu$.
2. b) Ordénalos después de menor a mayor energía de fotón, usando $E = h\times\nu$: ¿qué color corresponde a los saltos electrónicos más energéticos?

Los LED rojos ($\lambda = 660\ \text{nm}$) existen desde los años sesenta del siglo pasado, pero el LED azul ($\lambda = 470\ \text{nm}$) solo se logró en los noventa, un avance premiado con el Nobel de Física de $2014$. Datos: $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$ y $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$.

1. a) Calcula la energía del fotón rojo y la del fotón azul.
2. b) ¿Cuántas veces es más energético el fotón azul que el rojo?
3. c) Un LED emite luz cuando los electrones saltan un «escalón» de energía característico del semiconductor: razona, con los resultados anteriores, por qué el LED azul fue tecnológicamente mucho más difícil de fabricar que el rojo.

Los tres primeros niveles de energía del hidrógeno son $E_1 = -13.6\ \text{eV}$, $E_2 = -3.4\ \text{eV}$ y $E_3 = -1.5\ \text{eV}$. Cuando el electrón cae de un nivel a otro inferior, emite un fotón cuya energía es exactamente la diferencia entre ambos niveles. La figura muestra los tres niveles y los dos saltos:

Datos: $1\ \text{eV} = 1.602\times10^{-19}\ \text{J}$, $h = 6.63\times10^{-34}\ \text{J}\times\text{s}$, $c = 3\times10^{8}\ \text{m/s}$.

1. a) Calcula la energía emitida en los saltos $E_3 \rightarrow E_2$ y $E_2 \rightarrow E_1$, en $\text{eV}$ y en julios.
2. b) Calcula la longitud de onda de cada fotón en $\text{nm}$ e indica cuál cae en el visible ($390$–$750\ \text{nm}$) y cuál en el ultravioleta. El salto $E_3 \rightarrow E_2$ es la famosa línea roja H-alfa de la serie de Balmer.
3. c) Apoyándote en los resultados, explica por qué el espectro del hidrógeno está formado por líneas separadas y no es continuo.

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 ($Z = 12$).

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.

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 $3d$.

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?

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 periodo y en qué grupo de la tabla periódica está situado? Justifica ambas respuestas a partir de su configuración.

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 periódica.
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?