UNIDAD 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA Índice de contenidos

Física y Química 1º Bachillerato
IES Alonso Quesada
UNIDAD 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Índice de contenidos
2.1. Papel de los modelos en la ciencia.
2.2. Teoría atómica de Dalton.
2.3. Modelos atómicos de Thomson y Rutherford.
2.4. Características de los átomos: número atómico y número másico. Isótopos.
2.5. Interacción de la radiación electromagnética con la materia: espectros atómicos.
2.6. Introducción al modelo atómico de Böhr.
2.7. Niveles energéticos y configuración electrónica.
2.8. Ordenación de los elementos químicos: la tabla periódica.
2.9. El enlace químico. Estructuras de Lewis.
2.10. Nomenclatura y formulación de compuestos inorgánicos según las reglas de la I.U.P.A.C.
¿Qué sabes?
A.1. Utilizando las ideas de la teoría cinético-molecular, ¿qué explicación podrías dar a los siguientes
hechos o fenómenos?:
a) Los gases no tienen forma ni volumen propio, adoptando los del recipiente que los contiene.
b) Los líquidos no tienen forma propia, pero sí volumen propio.
c) Los gases cambian de volumen al variar la temperatura (decimos que se dilatan o se contraen).
d) La dilatación o contracción que experimenta un gas para una cierta variación de temperatura es en
general mucho mayor que la que experimenta un líquido o un sólido para esa misma variación de
temperatura.
e) La densidad de cualquier gas es bastante menor que la de los líquidos y los sólidos. Sin embargo,
eso no ocurre tan claramente al comparar las densidades de líquidos y sólidos, pues encontramos
líquidos y sólidos con densidades parecidas e incluso hay muchos líquidos más densos que otros
muchos sólidos.
f) Los gases cambian su volumen al variar la presión (decimos que se comprimen o expanden).
g) Los líquidos prácticamente no cambian su volumen al variar la presión.
h) Los gases ejercen la misma presión sobre todas las paredes del recipiente que los contiene.
i) Al calentar un sólido puede pasar al estado líquido y, si seguimos calentando, puede llegar al estado
gaseoso.
j) Al comprimir un gas puede pasar al estado líquido.
k) Los gases se difunden.
A.2. Algunas personas piensan que los gases no pesan. Otras dicen que eso no es verdad, ya que
algunos, como el butano, sí pesan. Diseña una sencilla experiencia que sirva para demostrar si los
gases pesan o no.
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2.1. Papel de los modelos en la ciencia
En los fenómenos de la Naturaleza que nos pueden interesar de alguna manera, suelen
presentarse, con frecuencia, dos situaciones distintas:
¾ Sistemas observables mediante nuestros sentidos.
¾ Sistemas no observables directamente, pertenecientes fundamentalmente al microcosmos
(intimidades de la materia) y al macrocosmos (el Universo).
Al ser humano le resulta muy difícil imaginarse algo “que no haya visto”, lo que ocurre con
frecuencia en el campo de las ciencias. Necesitamos imaginarnos cómo pueden ser los sistemas no
observables, y representarlos de alguna manera para poder estudiar los fenómenos relacionados con
ellos.
Al enfrentarnos con problemas como la luz, la constitución de la materia, etc., todos
intentamos, científicos y no científicos, explicarlos emitiendo hipótesis cuyo conjunto lo consideramos
como una teoría: “nuestra propia teoría” sobre las cosas. El hecho de que esta teoría o modelo sobre
un determinado problema sea más o menos científica dependerá de varios factores:
¾ Que las hipótesis se puedan contrastar experimentalmente.
¾ Que expliquen claramente todos los fenómenos observados.
¾ Que tenga coherencia.
¾ Que nos permita hacer predicciones......
A.3. Da una explicación a los siguientes hechos, a modo de hipótesis:
a. La ropa se seca antes en verano que en invierno.
b. La ropa se seca antes cuando hace viento que cuando no lo hace.
¿Se te ocurre algún modelo que explique los dos hechos?
Desde muy antiguo las personas han estado intrigadas con un aspecto paradójico relativo a la
estructura de la materia. Por una parte, podemos dividir un trozo de materia (una roca o una cantidad
de agua) en partes más y más pequeñas, hasta que las limitaciones de nuestros instrumentos, no la
propia materia, nos obligue a detener la operación. Por tanto, podríamos concluir que la materia es
infinitamente divisible (modelo continuo). Por el contrario, podemos hacer otra hipótesis: la división de
un trozo de materia ininterrumpidamente nos llevaría a partículas indivisibles (modelo discontinuo).
Esta segunda idea fue desarrollada por los filósofos griegos Leucipo y Demócrito en el siglo IV
a.C. Proponían que la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles que llamaron
átomos. Esta teoría fue rechazada por los filósofos de las siguientes generaciones (Platón,
Aristóteles,...) que escogieron el modelo continuo de la materia. Y esta visión de la materia se mantuvo
nada más y nada menos que hasta el siglo XIX.
La teoría atómica de Dalton publicada en 1808 abrió el camino al desarrollo de una concepción
corpuscular de la materia. Durante la segunda mitad del siglo XIX y hasta el tercer decenio del siglo XX
tuvo lugar una gran actividad científica que llevó al establecimiento de varios modelos para el átomo
A.4. Busca en tu libro de texto información sobre la teoría atómica de Dalton. ¿Qué fallos crees que
tiene dicha teoría?
A.5.
a. Supongamos que calentamos, en un recipiente cerrado, un poco de agua hasta que se
convierta toda en vapor. ¿Cuándo pesará más el recipiente?
• Cuando toda está en estado líquido
• Cuando quede la mitad de líquido
• Cuando no quede líquido
• Otra respuesta:
b. ¿Cuál crees que será el volumen ocupado por el vapor?
• El mismo que el del líquido
• El mismo, pero ocupando la parte más alta
• Todo el recipiente
• Otra respuesta:
c. ¿Se te ocurre algún modelo para los gases con el que puedas explicar lo que has contestado?
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2.2. Teoría atómica de Dalton
El comportamiento químico de la materia descrito por las leyes ponderales necesitaba un
modelo teórico que le diera explicación y que permitiera predecir racionalmente otros fenómenos
semejantes.
Este modelo fue la primera teoría atómica de la materia, elaborada por Dalton en 1803 y
publicada en 1808. Las suposiciones originales de Dalton eran:
9 Los elementos están constituidos por átomos que son partículas materiales separadas e
indestructibles.
9 Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.
9 Los átomos de los distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes.
9 Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una
relación numérica sencilla. Los “átomos” de un determinado compuesto, o átomos
compuestos, son a su vez idénticos en su masa y en todas sus propiedades.
La teoría atómica de Dalton introduce la idea de una materia discontinua
formada por unas partículas inmutables, los átomos, y considera
las reacciones químicas como una redistribución de estos átomos
A.6.
a. Busca información en tu libro de texto sobre la ley de la conservación de la masa (Lavoisier) y
la ley de las proporciones constantes (Proust) y explícalas con un ejemplo.
A.7. Las siguientes reacciones químicas parecen contradecir la ley de Lavoisier:
a. Cuando se oxida un trozo de hierro, pesa más después de oxidarse que antes.
b. Al añadir una pastilla efervescente a un vaso con agua, el peso total al final es menor que al
principio.
c. Al quemar un tronco de madera, la ceniza pesa menos que el tronco original.
¿Se tratan de excepciones a dicha ley? Sugiere posibles explicaciones
A.8. El alcohol etílico reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono y vapor de agua.
Experimentalmente se ha comprobado que cuando 46 g de alcohol reaccionan exactamente con 96 g
de oxígeno, se forman 54 g de vapor de agua y una determinada cantidad de dióxido de carbono.
a. Calcula la cantidad de dióxido de carbono que se ha formado.
b. ¿Qué cantidad de oxígeno se necesitará para reaccionar completamente con 8 g de alcohol?
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Documento: “Primeros descubrimientos sobre la constitución del átomo”
Si el siglo XIX comenzó con la propuesta del modelo atómico de Dalton, a lo largo del mismo se
estudiaron una serie de fenómenos que pusieron de manifiesto lo inadecuado de suponer que el átomo
era indivisible. Algunas de las aportaciones más importantes que llevaron a los científicos de finales del
siglo XIX a suponer que los átomos tenían una estructura compleja fueron:
► Experiencias relacionadas con fenómenos eléctricos. El desarrollo de la electricidad en esta
época fue enorme. A raíz de las experiencias de Faraday, sobre todo las relacionadas con la electrólisis
que hizo en torno a 1830, se empezó a pensar seriamente en la posible divisibilidad de los átomos y en
la naturaleza eléctrica de la materia, de los propios átomos, que debían ser algo más complejo de lo
imaginado por Dalton.
► Investigaciones sobre la periodicidad en las propiedades de las sustancias simples. Esas
investigaciones habían dado lugar a la observación de ciertas regularidades en el comportamiento de
las sustancias, que hacían pensar en buscar algo que tuvieran en común los átomos de sustancias
simples con propiedades semejantes. Pero el desarrollo de esas posibilidades de ordenar y clasificar las
sustancias al tiempo que suponía un avance en conocimientos, generaba nuevas preguntas para las
que el modelo atómico de Dalton no tenían respuesta.
► Experiencias en tubos de descarga con gases a baja presión. Iniciadas por Crookes a partir de
1870, se basaban en someter a voltajes muy elevados
pequeñas cantidades de gas encerradas en un tubo de
vacío, adecuado para que en su interior hubiese
presiones muy bajas. En tales condiciones cada gas
emite un resplandor de color característico. Analizando
esa luz con espectroscopios se pudo ver que cada gas
daba en el mismo una imagen característica o espectro,
lo que hacía pensar que ese espectro fuese imagen o
consecuencia de una cierta organización interior en el
átomo (con lo que se afianzaba también la idea de que el átomo no era indivisible).
► Descubrimiento de los rayos catódicos. Si en el tubo de descarga se hace un vacío muy grande,
es decir, si se consigue que la presión en su interior sea muy baja, llega un momento en que la luz
desaparece y se nota una fluorescencia muy débil en la parte opuesta al cátodo (el polo negativo). Esta
fluorescencia se supuso que era debida a una radiación que partía del cátodo, por lo que se conoció
con el nombre de rayos catódicos. Una vez descubiertos, se empezó a estudiar su comportamiento
tratando de identificar su naturaleza y procedencia.
En experiencias diversas se pudo comprobar que
los rayos catódicos:
a) No dependen del tipo de gas encerrado en el
tubo.
b) Son atraídos por cuerpos cargados positivamente
o se desvían hacia el polo positivo cuando se
someten a la acción de un campo eléctrico.
c) Pueden desviarse por la acción de un campo
magnético (p. ej. cuando se les acerca un imán).
d) Provocan la aparición de una sombra cuando se
interpone un objeto en su camino.
e) Pueden poner al rojo una lámina de mica que se interponga en su camino.
De estas y otras muchas experiencias se llegó a la conclusión de que los rayos catódicos
estaban constituidos por partículas cargadas negativamente y que todas esas partículas eran idénticas,
independientemente del gas que hubiera en el tubo o del material del que estuviesen hechos los
electrodos. A esas partículas se les llamó electrones y fueron identificados por Joseph John Thomson
(1856-1940) importante científico inglés, maestro de otros muchos notables científicos de principios del
siglo XX. Posteriormente se pudo determinar la masa y la carga del electrón.
La idea de que estos electrones procedían de los propios átomos rompía con la indivisibilidad de
los mismos que propuso Dalton y al mismo tiempo planteaba otras importantes preguntas. Si el átomo
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no es indivisible ¿cómo es «por dentro»? Si se considera que es eléctricamente neutro y hemos visto
que en su interior hay carga eléctrica negativa ¿tendrá que haber también carga positiva? Esta última
posibilidad, la de que en el átomo hubiese también partículas positivas quedó ratificada poco después
cuando, con dispositivos semejantes, Goldstein identificó en 1886 otra radiación, a la que llamó rayos
canales, constituida por partículas con carga positiva, a las que se llamó protones, cuyas características
están recogidas en la tabla. Como ves, se trata de partículas con carga positiva del mismo valor
absoluto que la del electrón, pero con una masa mucho mayor (unas 1840 veces mayor que la del
electrón).
► El descubrimiento de la radiactividad. Fue descubierta por Henri Becquerel (1852-1908) en 1896
cuando investigaba con cristales de sulfato doble de uranilo y potasio. El fenómeno consiste en la
emisión espontánea de radiaciones por los elementos más pesados como el uranio o el torio.
Posteriormente, los estudios de Pierre Curie (1859-1906) y su esposa María Curie (1867-1934)
permitieron el descubrimiento de nuevos elementos radiactivos, como el polonio y el radio, lo que se
anunció en julio y diciembre de 1898 respectivamente. Debido a la elevada radiactividad del metal, el
radio y sus sales son luminosas en la oscuridad y sus disoluciones emiten una luminiscencia azul. Pudo
comprobarse que las radiaciones emitidas eran capaces de atravesar cuerpos opacos, impresionando
placas fotográficas incluso aunque estuvieran envueltas en un grueso papel negro. Además parecía que
su flujo era continuo, aparentemente inagotable (al menos en un intervalo amplio de tiempo) e
independiente del estado físico en que se encontrase la sustancia. El hecho de que dichas radiaciones
apareciesen tanto cuando se tenía el elemento aislado como cuando entraba a formar parte de un
compuesto hizo pensar que procedían «del interior» del átomo más que de su parte externa, lo que se
veía reforzado por la imposibilidad de «quitarle» las propiedades radiactivas a cualquier elemento
mediante ninguna reacción química.
Las radiaciones emitidas fueron estudiadas por Ernst Rutherford (1871-1937) que, en 1898,
encontró dos tipos de radiaciones emitidas por el uranio, a las que llamó α y β. Poco después Paul
Villard identificó un tercer tipo de radiaciones a las que llamó γ.
Al analizar las características de esas radiaciones Rutherford llegó a las siguientes conclusiones:
a) La radiación α estaba constituida por partículas de carga eléctrica positiva, con doble carga que la del
protón, y una masa aproximadamente cuatro veces mayor que la del protón.
b) La radiación β eran partículas negativas (se desviaban hacia el polo positivo) y parecían ser
electrones.
c) La radiación γ no experimentaba desviaciones como consecuencia de interacciones eléctricas y
magnéticas y parecía ser una radiación electromagnética de alta energía.
En 1902 Rutherford y Soddy (1877-1956) establecieron que las partículas β eran electrones e
identificaron la radiación γ como rayos X. En 1909 Rutherford, junto con T. Royds, estableció
definitivamente que las partículas α eran iones de helio (hoy decimos que son núcleos de helio, pero
aún no se había descubierto nada sobre los núcleos).
Ahora se disponía ya de algunos datos para aventurar hipótesis sobre la manera de distribuirse
las partículas en el interior de los átomos. Ya parecía claro que los átomos no eran indivisibles ni
inalterables. La indivisibilidad del átomo, propuesta por Dalton y ya muy cuestionada a finales del siglo
XIX, saltó por los aires y empezaron a buscarse modelos para justificar, no ya si la materia estaba
constituida o no por átomos, cosa que quedaba fuera de duda, sino para explicar cómo estaban
constituidos los propios átomos, las partículas que los formaban, de qué forma se organizaban, etc.
J.J. Thomson presentó algunas posibilidades (1898 y 1904) intentando justificar dos hechos:
- La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar en que, además de electrones, debe haber
partículas con carga positiva.
- Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas. Propuso entonces un
modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa aparecía asociada con la carga positiva (dada la
poca masa del electrón en comparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número
de electrones distribuidos uniformemente dentro
de esa masa de carga positiva (como una especie de pastel en el que los electrones estuviesen
incrustados como si fuesen guindas). Fue un primer modelo atómico, pero muy limitado y pronto fue
sustituido por otros.
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2.3. Modelos atómicos de Thomson y Rutherford
El modelo (1904) de "queque de pasas" de Thomson (como una esfera maciza que tenía
repartida su carga positiva en todo el volumen del átomo y dentro de la cuál se encontraban adosados
los electrones, mucho más pequeños, distribuidos uniformemente) necesitaba ser puesto a prueba para
contrastar su validez. Pero es necesario tener presente que el diámetro estimado de un átomo es de
10-10 m, por lo que no resulta nada fácil detectar experimentalmente cómo están formados los átomos.
Un camino posible sería "bombardear” los átomos con partículas más pequeñas que ellos que puedan
chocar y atravesarlos, de modo que de las desviaciones sufridas por los "proyectiles" pudiera extraerse
información sobre la estructura interna de los átomos. Se necesitaban proyectiles y blancos adecuados,
de modo que los proyectiles atravesaran los átomos y pudieran ser detectados después.
El descubrimiento de que algunos elementos (como el Radio descubierto por Madame Curie), a los
que se llamó radiactivos, emitían entre otras, partículas alfa, cargadas positivamente (con una carga
doble que la del electrón) de masa igual a cuatro veces la del átomo de hidrógeno, y a gran velocidad
(2 107 m/s), suministró la fuente de proyectiles ideales para bombardear los átomos de finisimas
láminas metálicas. Además, podían ser detectadas después de los choques sin posibilidad de
confundirlas con otras partículas.
A.9.
a. Dibujar de acuerdo con el modelo de Thomson, el átomo de hidrógeno (que tiene un solo
electrón) y el de litio (tres electrones).
b. Al bombardear una fina lámina metálica con partículas alfa procedentes de una fuente
radiactiva, ¿que cabría esperar en el marco del modelo atómico de Thomson?
Ernest Rutherford concibió el experimento
sugerido anteriormente, como un intento de
contrastación del modelo de Thomson, y
consistía en lanzar partículas alfa (de una masa
casi ocho mil veces mayor que la del electrón, y
una carga dos veces mayor, pero positiva) contra
una delgadísima lámina de oro de 0,00005 cm de
espesor (lo que suponía que la lámina tendría
unos 2000 átomos de oro) y en registrar la
desviación que sufrían las partículas después de
atravesar la lámina metálica.
Las partículas alfa se registraban en una
pantalla de sulfuro de cinc, como las utilizadas en
las pantallas de los televisores, que tiene la
propiedad de que emite un destello luminoso
cuando es golpeado por una partícula cargada.
Con un microscopio que se podía trasladar por la
pantalla esférica que rodeaba la lámina metálica
que hacia de blanco, se podían contar el número
de destellos que se producen en una
determinada zona.
A.10. Teniendo en cuenta que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina sin desviarse,
que sólo unas pocas sufren grandes desviaciones y una ínfima parte rebotan y retroceden, explicar y
realizar un dibujo sobre cómo podría ser el átomo según Rutherford.
Partícula
electrón
protón
neutrón
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Masa (kg)
9,109534 · 10-31
1,672649 · 10-27
1,674954 · 10-27
Carga (C)
- 1,602189 · 10-19
+ 1,602189 · 10-19
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2.4. Características de los átomos: número atómico y número másico. Isótopos
Lo que diferencia a un átomo de otro es el número de partículas fundamentales. Por eso, para
caracterizar a un átomo se utilizan:
Número atómico (Z): nº de protones en el núcleo ⇒ nº de electrones (si el átomo es neutro)
Número másico (A): nº de partículas del núcleo (p+ + n0)
A
Y se representa:
Z Símbolo
Los isótopos son átomos de un mismo elemento (por tanto con idénticas propiedades
químicas) que difieren en su masa.
A.11. Interpreta la existencia de átomos de un mismo elemento que tengan diferente masa. ¿En qué se
parecerán y en qué se diferenciarán?
A.12. Un ión bario tiene 54 electrones y 70 neutrones: a) ¿Cuántos protones tiene?; b) ¿Cuáles son su
número atómico y su número másico?
A.13. ¿En qué se diferencian los isótopos de carbono 12C6 y 14C6?
A.14. Completa el siguiente cuadro suponiendo que nos referimos siempre a átomos neutros. Entre
ellos hay algunos que son isótopos de otros que aparecen en la tabla, ¿cuáles pueden ser?
A.15. Completa el siguiente cuadro:
La mayoría de los elementos se presenta en la naturaleza como mezcla de varios isótopos en
una proporción constante (abundancia isotópica). Por tanto, la masa atómica de un elemento
representa el promedio de las masas de los isótopos (masas isotópicas) que lo constituyen.
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A.16. El magnesio presenta en la naturaleza tres isótopos distintos cuyas masas isotópicas y
abundancias son:
Isótopo
24
12
25
12
26
12
Mg
Abundancia (%)
78,70
Masa isotópica (u)
23,98504
Mg
10,13
24,98584
Mg
11,17
25,98259
Determina la masa atómica del magnesio.
A.17. ¿Afecta la existencia de los isótopos de un elemento al cálculo de la masa molecular de una
sustancia? ¿Por qué?
A.18. El Galio presenta una masa atómica de 69,7200 u. En la naturaleza se encuentra en forma de dos
69
isótopos: 31
Ga y 3171Ga , cuyas masas isotópicas son, respectivamente, 68,9257 u y 70,9249 u.
Determina la abundancia de cada isótopo en la naturaleza.
A.19. Di si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justifica tus respuestas y corrige las
erróneas:
a. El átomo es indivisible e inmutable.
b. El modelo de Thomson es incorrecto porque no explica el experimento de Rutherford.
c. La corteza electrónica es muy densa.
d. El neutrón, el protón y el electrón tienen aproximadamente la misma masa.
e. El átomo está prácticamente vacío.
f. El átomo no puede ser neutro porque contiene cargas eléctricas.
2.5. Interacción de la radiación electromagnética con la materia: espectros atómicos
Al proporcionar energía a las sustancias químicas, ya sea por calentamiento, iluminación o por descarga
eléctrica (procesos de excitación), los átomos de estas sustancias absorben dicha energía y posteriormente la
liberan en forma de radiación, que al descomponerse (usando un prisma) dan lugar a los denominados espectros
de emisión. Cuando la sustancia se encuentra en estado gaseoso da lugar a un espectro discontinuo formado
por un conjunto de rayas que corresponden a cada una de las diferentes longitudes de onda de la radiación
emitida.
Si se hace pasar un haz de luz blanca a través de una sustancia gaseosa, los átomos absorberán parte
de la radiación y si descomponemos la luz emitida por estos obtendremos un espectro de absorción por una
serie de rayas oscuras sobre el espectro continuo de la luz.
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2.6. Introducción al modelo atómico de Böhr
A pesar del éxito del modelo de Rutherford para explicar la dispersión de las partículas α al
atravesar una lámina metálica, pronto surgieron problemas. Por una parte, el modelo resultaba
inestable al aplicarle las leyes del electromagnetismo; por otra, no explicaba la formación de los
espectros atómicos de emisión.
En 1913, Niels Böhr desarrolló un nuevo modelo para el átomo de hidrógeno que permitiera
explicar el espectro obtenido experimentalmente. Böhr aplicó la nueva teoría cuántica de Planck y
partiendo del modelo planetario de Rutherford precisó:
1. Sólo son posibles determinadas órbitas para el movimiento del electrón. Calculó para cada
órbita el valor del radio y de la energía asociada, valores que dependían de un número
cuántico n ( ≥ 1 ):
rn = cte·n2
En = cte/n2
Al sólo ser posibles determinados valores del radio y de la energía se dice que el átomo está
cuantizado.
2. Cuando se comunica energía al átomo el electrón salta a otra órbita de mayor energía (se dice
que el átomo está excitado). Al cesar la excitación, el electrón vuelve a la órbita original
emitiendo un fotón. Las diferentes posibilidades de saltos del electrón explica las distintas
series de rayas que se observan en el espectro.
Representación esquemática del
proceso de excitación y
desexcitación de un átomo de
hidrógeno según el modelo de Böhr
Transiciones electrónicas que dan lugar a las
series espectrales en el átomo de hidrógeno
A.20. El electrón de un átomo de hidrógeno ocupa el nivel n = 3. Justifica cuántas radiaciones diferentes
podrá producir cuando retorne a su estado fundamental. ¿Y si ocupa el nivel n = 5?
A.21. Busca información sobre los hechos experimentales que el modelo de Böhr no pudo explicar.
Aunque no vamos a estudiar este curso el modelo actual para el átomo, ¿qué destacarías de dicho
modelo?
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2.7. Niveles energéticos y configuración electrónica
La configuración electrónica es el modo en que los electrones de un átomo se disponen alrededor
del núcleo. En otras palabras, y de acuerdo con el modelo de Böhr, la configuración electrónica nos
indica en qué niveles y subniveles de energía se encuentran los electrones de un átomo.
Los niveles de energía los llamaremos 1, 2, 3, 4, 5... y a los subniveles s (con 2 electrones como
máximo), p (con 6 electrones como máximo), d (con 10 electrones como máximo) y f (con 14 electrones
como máximo).
El diagrama de Moeller es una regla muy
simple y útil para recordar el orden de llenado
de los diferentes niveles y subniveles de
energía del átomo. Sólo hay que seguir el
orden marcado por las flechas:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < ....
A.22. Utilizando el diagrama de Moeller establecer las configuraciones electrónicas de los elementos: Li,
Na, K y Rb. ¿Qué tienen en común?
A.23. Establecer las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos o iones:
Ca (Z=20)
Bi (Z=83)
Al3+(Z=13)
Br (Z=35)
S2- (Z=16)
Co3+ (Z=26)
A.24. Indica cuál es la característica común, desde el punto de vista de la configuración electrónica, de
los gases nobles He, Ne y Ar.
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