Estructura Atómica y Configuración Electrónica | Química

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APUNTES QUÍMICA Grado en Biología Universidad de Barcelona AprenAI 2026-2027 Apuntes de estructura atómica, espectrometría de masas, modelo de Bohr, configuraciones electrónicas y tendencias en la energía de ionización.

APREN.AI Índice 1 El átomo nuclear, isótopos y espectrometría de masas El modelo nuclear del átomo y partículas subatómicas Notación nuclear y naturaleza de los isótopos Aplicaciones médicas e industriales de los radioisótopos Espectrometría de masas y cálculo de la masa atómica relativa 2 Espectros electromagnéticos, modelo de Bohr y orbitales atómicos Radiación electromagnética y espectros atómicos El modelo atómico de Bohr y las series espectrales Mecánica cuántica y reglas de configuración electrónica 3 Energías de ionización, tendencias periódicas y límite de convergencia Definición y factores determinantes de la energía de ionización Tendencias a lo largo de un período y discontinuidades Energías de ionización sucesivas y cálculo espectral 4 Formulario 1.

Átomo nuclear, isótopos y espectrometría de masas 2. Espectro electromagnético, modelo de Bohr y orbitales 3. Energías de ionización y límite de convergencia Constantes y errores típicos Soluciones de las preguntas de repaso Estos apuntes pueden contener errores u omisiones. Son un material de apoyo y no sustituyen al temario oficial ni al profesorado: contrasta la información importante. Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 1 1 El átomo nuclear, isótopos y espectrometría de masas AL ACABAR SABRÁS Describir la evidencia del modelo nuclear a partir del experimento de lámina de oro. Calcular la composición subatómica de átomos e iones mediante la notación nuclear.

Explicar las etapas de un espectrómetro de masas y calcular masas atómicas ponderadas. PIÉNSALO ANTES DE LEER 1 ¿Por qué la masa atómica del cloro que aparece en la tabla periódica es 35,45 u y no un número entero? El modelo nuclear del átomo y partículas subatómicas La concepción moderna del átomo surge a partir de los resultados experimentales obtenidos por Ernest Rutherford. En su experimento, se bombardearon láminas delgadas de oro con partículas alfa procedentes de una fuente radiactiva, rodeadas por una pantalla fluorescente que destellaba al recibir impactos. Esquema del experimento de la lámina de oro de Rutherford.

Bajo la hipótesis previa del átomo compacto (modelo de pudín de ciruela), la totalidad de las partículas debía cruzar la lámina sin perturbación. Sin embargo, una pequeña fracción experimentó desviaciones acusadas superiores a 90 grados, llegando incluso a rebotar hacia el origen. Este fenómeno confirmó dos conclusiones estructurales clave: El átomo está constituido primordialmente por espacio vacío. Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 2 Existe una zona central concentrada, positiva y sumamente densa denominada núcleo atómico.

Los componentes del átomo se dividen en partículas nucleares (nucleones) y corteza electrónica: Partícula subatómica Masa relativa Carga relativa Ubicación Protón 1 +1 Núcleo Neutrón 1 0 Núcleo Electrón -1 Capas externas Dado que los electrones poseen una masa prácticamente despreciable, la masa global del átomo se concentra casi por completo en el núcleo. COMPRUEBA 2 ¿Por qué la desviación de partículas alfa hacia atrás demostró la existencia de un núcleo atómico y no un átomo macizo uniforme?

Notación nuclear y naturaleza de los isótopos DEFINICIÓN Un isótopo representa cada una de las variantes de un elemento químico cuyos átomos contienen la misma cantidad de protones pero difieren en el recuento de neutrones. Para caracterizar cualquier átomo o ion se utiliza la notación nuclear estándar : Número atómico ( ): indica la cantidad de protones presentes en el núcleo. En un átomo eléctricamente neutro, coincide exactamente con el número de electrones. Número másico ( ): suma de protones y neutrones presentes en el núcleo ( ). Cantidad de electrones: se calcula mediante la relación . El comportamiento de los isótopos exhibe dos características diferenciadas: 1.

Propiedades químicas: son idénticas entre isótopos del mismo elemento, ya que las reacciones químicas dependen exclusivamente de la disposición de los electrones en la capa exterior. 2. Propiedades físicas: difieren entre isótopos debido a la variación de masa atómica provocada por el distinto número de neutrones. Parámetros como la densidad, la velocidad de difusión y las temperaturas de ebullición y fusión presentan variaciones medibles. Aplicaciones médicas e industriales de los radioisótopos Determinados núcleos resultan inestables y sufren descomposición espontánea con emisión de radiación, configurando los denominados radioisótopos.

Estos pueden ser naturales o sintetizados artificialmente, encontrando usos especializados: Carbono-14 ( ): se emplea en la determinación cronológica de restos biológicos antiguos mediante datación por radiocarbono. Asimismo, posee capacidad penetrante para aplicaciones 1836 1 X Z A Z A A = Z + N electrones = Z carga C 14 Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 3 contra células tumorales. Cobalto-60 ( ): emisor potente de rayos gamma utilizado en el tratamiento de procesos cancerosos, en la inhibición de respuestas inmunes tras trasplantes orgánicos, en instrumental industrial de nivelación y en procesos de esterilización de especias y alimentos.

Yodo-131 ( ): libera radiación gamma y beta; al acumularse de forma selectiva en la glándula tiroides, se aprovecha en el diagnóstico funcional tiroideo y en el tratamiento de neoplasias en dicho tejido. Yodo-125 ( ): emisor gamma empleado en el abordaje terapéutico de neoplasias de próstata y tumores cerebrales, siendo también absorbido por el tejido tiroideo. COMPRUEBA 3 ¿Por qué el cloro-35 y el cloro-37 reaccionan de manera idéntica frente al sodio metálico si poseen distinta masa?

Espectrometría de masas y cálculo de la masa atómica relativa El espectrómetro de masas es el dispositivo analítico diseñado para separar partículas ionizadas individuales según su relación masa/carga y determinar la composición isotópica precisa de una sustancia. Diagrama de los componentes y etapas de un espectrómetro de masas.

Co 60 I 131 I 125 Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 4 PROCESO Etapas operativas de la espectrometría de masas El proceso experimental consta de etapas ordenadas consecutivas: El resultado instrumental se representa mediante un espectro de masas, donde la posición horizontal de cada pico refleja la masa isotópica relativa y la altura relativa señala el porcentaje de abundancia de cada isótopo. Vaporización La muestra se calienta y gasifica al vacío. 1 Ionización Un haz electrónico genera cationes monopositivos. 2 Aceleración Placas negativas aceleran y coliman los iones. 3 Deflexión Un campo magnético curva iones según masa.

4 Detección Registro eléctrico de ubicación y recuento. 5 Vaporización: la muestra se calienta hasta transformarse en gas y se introduce en una cámara de alto vacío. 1 Ionización: un flujo de electrones dotados de alta energía bombardea los átomos o moléculas gaseosas, arrancando electrones periféricos para generar iones de carga monopositiva (+1). 2 Aceleración: placas aceleradoras con carga negativa impulsan los cationes mediante atracción electrostática; unas rendijas alinean el haz y fijan su dirección y velocidad. 3 Deflexión: un electroimán somete a los iones a un campo magnético intenso, curvando su trayectoria.

La desviación depende de la masa absoluta, la carga iónica, la intensidad magnética aplicada y la velocidad de desplazamiento. A igual carga y velocidad, los iones de menor masa sufren mayor curvatura. 4 Detección: un receptor electrónico registra cuantitativamente la posición y el número de impactos que inciden sobre él. 5 Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 5 Gráfica de un espectro de masas del cloro elemental. La masa atómica relativa ( ) de un elemento es el promedio ponderado de las masas de sus isótopos naturales calculada con la expresión: EJEMPLO El cloro natural se compone de y , registrando un valor experimental de .

Calculemos el porcentaje de cada isótopo definiendo como la abundancia de : ERROR FRECUENTE Confundir el número másico ( ) de un isótopo con la masa atómica relativa ( ) del elemento. El número másico es siempre un número entero que cuenta nucleones de un átomo individual, mientras que es una media ponderada que casi siempre contiene decimales. A r A = r 100 (m × abundancia ) + (m × abundancia ) + ...

1 1 2 2 Cl 35 Cl 37 A = r 35,5 x Cl 35 35,5 = 100 x × 35 + (100 x) × 37 3550 = 35x + 3700 37x 2x = 150 x = 75 % de Cl; (100 35 x) = 25 % de Cl 37 A A r A r Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 6 IDEAS CLAVE El experimento de Rutherford refutó el modelo de pudín al mostrar que el átomo es en su mayoría espacio vacío con un núcleo denso y positivo. Los isótopos comparten el número de protones y electrones, preservando la reactividad química, pero difieren en neutrones y propiedades físicas. Radioisótopos específicos son aplicados en datación ( ), radioterapia oncológica ( , ) y afecciones tiroideas ( ).

El espectrómetro de masas opera mediante vaporización, ionización electrónica, aceleración por carga opuesta, deflexión magnética y detección cuantitativa. La masa atómica relativa calculada refleja el promedio ponderado de las abundancias isotópicas observadas en el espectro. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 4. ¿Qué partículas determinan el valor de Z y A en el catión ? 5. ¿En qué etapa del espectrómetro de masas se separan físicamente los isótopos y en función de qué factores? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 6. ¿Qué hallazgo clave dedujo Rutherford al observar el rebote de partículas alfa? 7.

¿Por qué dos isótopos del mismo elemento exhiben reactividad química idéntica? 8. ¿Qué radioisótopo se emplea específicamente en afecciones tiroideas al emitir radiación beta y gamma?

C 14 Co 60 I 125 I 131 Ca 20 40 2+ La ausencia de espacio vacío en el átomo a) La distribución continua de carga negativa b) Existencia de un núcleo central denso y positivo c) La presencia de orbitales elípticos de electrones d) Tienen idéntico número de masa atómica a) Conservan la misma configuración electrónica externa b) Contienen exactamente el mismo número de neutrones c) Poseen masas moleculares completamente iguales d) Carbono-14 a) Uranio-235 b) Yodo-131 c) Cobalto-60 d) Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 7 9. En un espectrómetro de masas, ¿qué partícula sufre la mayor deflexión magnética a igualdad de carga y velocidad?

2 Espectros electromagnéticos, modelo de Bohr y orbitales atómicos AL ACABAR SABRÁS Relacionar longitud de onda, frecuencia y energía en el espectro electromagnético. Identificar las series de Lyman, Balmer y Paschen en el espectro del átomo de hidrógeno. Aplicar el principio de Aufbau, de exclusión de Pauli y de Hund hasta Z = 36. PIÉNSALO ANTES DE LEER 10 ¿Por qué un elemento sometido a una llama emite colores concretos y no un arcoíris continuo?

Radiación electromagnética y espectros atómicos Todas las ondas electromagnéticas se propagan a la misma velocidad en el vacío ( ), diferenciándose entre sí por su frecuencia ( ) y su longitud de onda ( ), que es la distancia entre dos crestas contiguas. Existe una proporción inversa entre estas dos magnitudes: A menor longitud de onda, mayor es la frecuencia y superior es la energía transportada por el fotón. A mayor longitud de onda, menor frecuencia y menor contenido energético. En el espectro de luz visible, la radiación roja presenta menor energía que la violeta.

Por esta razón, la radiación ultravioleta (UV), al poseer longitudes de onda menores que el rango visible, transmite alta energía perjudicial para los tejidos biológicos. El catión de mayor masa absoluta a) La molécula neutra sin carga b) El ion con menor energía cinética c) El catión de menor masa absoluta d) c = 3,00 × 10 m s 8 1 ν λ Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 8 Esquema del espectro electromagnético continuo y la región visible ampliada. El espectro electromagnético completo se organiza en orden creciente de energía de la siguiente forma: ondas de radio, microondas, infrarrojo, luz visible, ultravioleta, rayos X y rayos gamma.

PARA RECORDARLO Para retener el orden de menor a mayor energía de las ondas electromagnéticas puede recurrirse a la regla mnemotécnica en inglés: Rabbits Mate In Very Unusual eXpensive Gardens (Radio, Microondas, Infrarrojo, Visible, Ultravioleta, Rayos X, Rayos Gamma). A diferencia de los cuerpos incandescentes que generan un espectro continuo con todas las longitudes de onda continuas de colores, los gases atómicos excitados producen un espectro de líneas (discreto), consistente en líneas nítidas y aisladas a frecuencias exclusivas de cada elemento. Comparativa entre espectro continuo y espectro de líneas del hidrógeno.

El modelo atómico de Bohr y las series espectrales Niels Bohr formuló un modelo para explicar la discontinuidad de los espectros atómicos sustentado en cuatro postulados fundamentales: Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 9 1. Los electrones describen órbitas circulares en niveles de energía fijos alrededor del núcleo. La energía del electrón aumenta conforme se aleja del núcleo atómico. 2. Existen niveles cuantizados discretos: el electrón solo puede encontrarse en determinados estados permitidos, nunca en posiciones intermedias. El nivel más bajo disponible define el estado fundamental. 3.

Al suministrar calor o radiación, el electrón salta a niveles energéticos superiores alcanzando un estado excitado. 4. Al regresar a un nivel de energía inferior, el electrón emite un fotón de radiación cuantizada cuya energía equivale exactamente a la diferencia energética entre los dos niveles ( ). Diagrama de absorción y emisión de fotones entre niveles de energía.

El espectro del hidrógeno atómico confirma esta cuantización mediante transiciones electrónicas agrupadas en series: Serie espectral Nivel de llegada ( ) Región del espectro Energía de los fotones Lyman Ultravioleta (UV) Muy alta Balmer Luz visible Media Paschen Infrarrojo (IR) Baja ν espec fica ı ˊ n final n = 1 n = 2 n = 3 Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 10 Transiciones electrónicas del hidrógeno y series de Lyman, Balmer y Paschen. A medida que la energía aumenta hacia niveles superiores ( ), los niveles energéticos convergen espacialmente.

El inicio del continuo espectral marca el límite de convergencia, instante en el cual el electrón adquiere energía suficiente para abandonar completamente el átomo (ionización). COMPRUEBA 11 ¿Por qué la serie de Lyman en el hidrógeno emite radiación ultravioleta mientras que la de Balmer produce líneas visibles? Mecánica cuántica y reglas de configuración electrónica El principio de incertidumbre de Heisenberg determinó que resulta físicamente imposible conocer a la vez la posición exacta y el momento de un electrón.

En consecuencia, el concepto de órbita circular se sustituyó por el de orbital atómico: una región tridimensional donde la probabilidad de localizar un electrón es igual o superior al 95 %. Los niveles de energía principal ( ) se subdividen en subniveles con geometrías específicas: Subnivel s: consta de 1 orbital de geometría esférica (máximo 2 electrones). Subnivel p: consta de 3 orbitales degenerados ( ) en forma de mancuerna o lóbulos perpendiculares (máximo 6 electrones). Subnivel d: consta de 5 orbitales (máximo 10 electrones). Subnivel f: consta de 7 orbitales (máximo 14 electrones). n n = 1, 2, 3, 4...

p , p , p x y z Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 11 Representación espacial de orbitales esféricos s y mancuernas lobulares p. La capacidad máxima global de electrones por nivel cuántico principal viene dada por la regla general : Nivel principal ( ) Subniveles presentes Electrones por subnivel Capacidad máxima ( ) 2 2 8 18 32 El llenado de los orbitales en el estado fundamental sigue tres reglas sistemáticas: Llenado correcto de espines paralelos según el principio de Hund. Para escribir configuraciones electrónicas condensadas se utiliza la notación con el gas noble precedente entre corchetes, indicando a continuación los electrones de las capas posteriores.

ERROR FRECUENTE El cromo ( ) y el cobre ( ) no siguen la pauta regular de llenado debido a la estabilidad de los subniveles semillenos o totalmente llenos. Sus configuraciones reales son y respectivamente, en lugar de y . Asimismo, al ionizarse los metales de transición, los electrones se eliminan antes que los electrones . 2n2 n 2n2 n = 1 1s n = 2 2s, 2p 2 + 6 n = 3 3s, 3p, 3d 2 + 6 + 10 n = 4 4s, 4p, 4d, 4f 2 + 6 + 10 + 14 Principio de Aufbau: los electrones ocupan progresivamente los orbitales de menor contenido energético disponible antes de llenar capas superiores.

1 Principio de exclusión de Pauli: en un orbital solo caben dos electrones como máximo, los cuales deben poseer espines opuestos (representados mediante flechas antiparalelas ). 2 Regla de Hund: en subniveles que contienen múltiples orbitales de idéntica energía, los electrones se sitúan primero de forma desapareada con espines paralelos en orbitales separados antes de emparejarse, minimizando la repulsión interelectrónica.

3 Z = 24 Z = 29 [Ar]3d 4s 5 1 [Ar]3d 4s 10 1 3d 4s 4 2 3d 4s 9 2 4s 3d Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 12 ESQUEMA Subniveles y orbitales atómicos IDEAS CLAVE La radiación electromagnética transporta energía proporcional a su frecuencia e inversamente proporcional a su longitud de onda. Los espectros de líneas demuestran que los electrones ocupan niveles de energía discretos y cuantizados. Las transiciones electrónicas a los niveles , y dan lugar a las series espectrales de Lyman, Balmer y Paschen. Un orbital representa el espacio con una probabilidad mínima del 95 % de localizar al electrón.

El llenado electrónico obedece a Aufbau, Pauli y Hund, con excepciones notables en cromo y cobre. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 12. ¿Cuántos orbitales y electrones caben como máximo en el nivel cuántico principal ? 13. ¿Por qué el cromo adopta una estructura en lugar de ? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 14. ¿Qué serie del hidrógeno produce líneas situadas dentro del espectro visible?

Subnivel s 1 orbital esférico, 2 electrones Subnivel p 3 orbitales con lóbulos, 6 electrones Orbital px Orientado en el eje x Orbital py Orientado en el eje y Orbital pz Orientado en el eje z Subnivel d 5 orbitales, 10 electrones Subnivel f 7 orbitales, 14 electrones n = 1 n = 2 n = 3 n = 3 [Ar]3d 4s 5 1 [Ar]3d 4s 4 2 Serie de Paschen a) Serie de Brackett b) Serie de Balmer c) Serie de Lyman d) Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 13 15. ¿Qué postula la regla de Hund al distribuir electrones en subniveles degenerados? 16. ¿Cuál es la configuración electrónica en estado fundamental del átomo de cobre (Z = 29)? 17.

¿Cómo se define un orbital atómico según la formulación mecano-cuántica? 3 Energías de ionización, tendencias periódicas y límite de convergencia AL ACABAR SABRÁS Escribir las ecuaciones estandarizadas de energías de ionización en fase gas. Explicar las tendencias periódicas y las anomalías de berilio-boro y nitrógeno-oxígeno. Interpretar espectros de energías sucesivas para deducir el grupo de un elemento químico. PIÉNSALO ANTES DE LEER 18 ¿Por qué arrancar un segundo electrón a un catión cuesta siempre más energía que arrancar el primero?

Definición y factores determinantes de la energía de ionización DEFINICIÓN La primera energía de ionización ( ) es la cantidad mínima de energía necesaria para arrancar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso, dando lugar a un mol de cationes monopositivos gaseosos.

La ecuación que representa este proceso estandarizado es: Para extraer sucesivos electrones se definen la segunda y tercera energía de ionización: Se llenan primero completamente los orbitales impares a) El espín debe ser siempre antiparalelo desde el inicio b) No caben más de dos electrones por subnivel entero c) Los orbitales se ocupan desapareados con espines paralelos d) [Ar] 3d¹ 4s¹ a) [Ar] 3d 4s² 4p¹ b) [Ar] 3d 4s² c) [Ar] 4s² 4p d) Órbita circular fija donde gira el electrón a) Distancia fija y exacta entre protón y electrón b) Región espacial con probabilidad de hallazgo 95 % c) Límite de convergencia de radiación ultravioleta d) IE 1 X (g) X + (g) + e 2 Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 14 El valor de la energía de ionización depende del balance de tres factores estructurales: 1.

Magnitud de la carga nuclear: a mayor número de protones ( ), más intensa es la fuerza electrostática de atracción que retiene a los electrones, elevando la energía necesaria para su remoción. 2. Distancia al núcleo: la fuerza electrostática disminuye rápidamente con la distancia. Los electrones ubicados en capas principales exteriores están atraídos con menor firmeza y se arrancan con menor esfuerzo energético. 3. Efecto pantalla (apantallamiento): los electrones de capas interiores repelen a los de la capa de valencia, apantallando la atracción total del núcleo. Con más capas completas intermedias, menor es la fuerza nuclear neta sentida en el exterior.

Esquema del efecto pantalla y repulsión ejercida por electrones interiores. COMPRUEBA 19 ¿Por qué la energía de ionización disminuye al descender por un grupo de la tabla periódica? Tendencias a lo largo de un período y discontinuidades A lo largo de un período (de izquierda a derecha), la pauta general es el aumento continuo de la energía de ionización. Dado que los electrones se incorporan al mismo nivel cuántico, el blindaje varía escasamente mientras que la carga nuclear crece de forma sostenida, estrechando la corteza.

X (g) + X + (g) 2+ e (segunda) X (g) 2+ X + (g) 3+ e (tercera) Z Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 15 Gráfica de primeras energías de ionización para los primeros 20 elementos. A pesar de esta tendencia general, se aprecian dos anomalías características en los periodos cortos: Discontinuidad entre el Grupo 2 y el Grupo 13 (ejemplo: Berilio a Boro): la energía cae ligeramente al pasar del berilio ( ) al boro ( ). El electrón exterior del boro ocupa un orbital de mayor energía intrínseca y sufre el apantallamiento adicional ejercido por los electrones .

Discontinuidad entre el Grupo 15 y el Grupo 16 (ejemplo: Nitrógeno a Oxígeno): la energía disminuye al pasar de nitrógeno ( ) a oxígeno ( ). En el nitrógeno, los tres orbitales se hallan desapareados (semillenos y estables). En el oxígeno, un orbital alberga dos electrones enfrentados; la repulsión electrostática entre electrones apareados en el mismo orbital reduce la estabilidad y facilita su desprendimiento. Elemento Configuración electrónica Causa de la variación anómala Berilio (Be) Subnivel completo; mayor estabilidad. Boro (B) Electrón más alejado y apantallado por (menor energía). Nitrógeno (N) Subnivel semilleno homogéneo (gran estabilidad).

Oxígeno (O) Repulsión entre electrones apareados en el orbital (menor energía). Energías de ionización sucesivas y cálculo espectral Las energías de ionización sucesivas aumentan siempre de forma gradual ( ) debido al aumento progresivo de la carga positiva del ion, que retiene con mayor firmeza a los electrones residuales. 1s 2s 2 2 1s 2s 2p 2 2 1 2p 2s 1s 2s 2p 2 2 3 1s 2s 2p 2 2 4 p p 1s 2s 2 2 2s 1s 2s 2p 2 2 1 2p 2s 1s 2s 2p 2 2 3 2p 1s 2s 2p 2 2 4 2p IE < 1 IE < 2 IE ... 3 Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 16 Gráfica logarítmica de las energías de ionización sucesivas del aluminio.

Al representar el logaritmo de las energías sucesivas (como en el aluminio, ), surgen marcados escalones o saltos abruptos. Estos saltos señalan la sustracción de electrones procedentes de un nivel principal interno, mucho más próximo al núcleo y con blindaje drásticamente inferior. Por tanto, el número de electrones extraídos antes del primer gran salto revela directamente el grupo de la tabla periódica al que pertenece el elemento. EJEMPLO En el átomo de aluminio, las tres primeras energías se extraen del tercer nivel cuántico ( ). Entre la tercera y la cuarta ionización se registra un brusco incremento energético, demostrando que el cuarto electrón pertenece al nivel cerrado interno .

Esto confirma que el aluminio posee 3 electrones de valencia y pertenece al grupo 13. Por otra parte, la primera energía de ionización puede deducirse experimentalmente a partir del límite de convergencia del espectro atómico del elemento, aplicando las ecuaciones fundamentales de Planck y de onda: Donde intervienen las constantes físicas: Constante de Planck: . Velocidad de la luz: . Z = 13 n = 3 n = 2 c = ν × λ ν = λ c E = hν = λ hc h = 6,63 × 10 J s 34 c = 3,00 × 10 m s 8 1 Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 17 ERROR FRECUENTE Olvidar el estado de agregación o los coeficientes estequiométricos al escribir la ecuación de la energía de ionización.

La reacción exige obligatoriamente especies gaseosas monoatómicas ( ). Incluir especies moleculares como o estados condensados como sólidos o líquidos invalida termodinámicamente el planteamiento del examen. CAUSAS Y CONSECUENCIAS Aumento de carga nuclear Más protones retienen más fuerte los electrones exteriores. Mismo nivel cuántico El blindaje de capas interiores permanece casi constante. Variación de la energía de ionización en periodos Aumento general de IE Mayor dificultad para desprender electrones hacia la derecha. Caídas en grupos 13 y 16 Efectos de nuevo subnivel p y repulsión en orbitales apareados.

IDEAS CLAVE La energía de ionización corresponde al desprendimiento de un mol de electrones a partir de un mol de átomos en fase gaseosa. Está condicionada por la carga nuclear efectiva, la distancia radial al núcleo y el apantallamiento de capas completas. Cae puntualmente de Be a B (cambio de subnivel s a p) y de N a O (aparición de repulsión interelectrónica en un orbital p compartido). Los saltos bruscos en las energías sucesivas identifican el número de electrones de valencia y la estructura de capas principales. El límite de convergencia espectral permite determinar numéricamente la energía de ionización mediante . COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 20.

Un elemento presenta las siguientes energías de ionización sucesivas: 578, 1817, 2745, 11578 kJ/mol. ¿A qué grupo de la tabla periódica pertenece? 21. ¿Por qué el nitrógeno posee una primera energía de ionización más elevada que el oxígeno si el oxígeno tiene más protones? X (g) X + (g) + e Cl 2(g) E = hν = λ hc Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 18 Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 22. ¿Cuál es la ecuación termoquímica correcta para la primera energía de ionización del magnesio? 23. ¿A qué se debe la anomalía en la energía de ionización entre el berilio y el boro? 24.

¿Qué revela un salto gigantesco entre la 2.ª y 3.ª energía de ionización sucesiva de un átomo? 25. ¿Qué constante física se usa junto con la frecuencia límite para calcular la energía de ionización? 4 Formulario 1. Átomo nuclear, isótopos y espectrometría de masas Fórmula o procedimiento Significado de los símbolos Cuándo se usa : número másico; : número atómico (protones); : número de neutrones; carga: carga neta del ion. Deducir el recuento de partículas subatómicas en átomos neutros e iones a partir de la notación .

Mg(g) Mg (g) + e a) Mg(s) Mg (s) + e b) Mg(g) Mg² (g) + 2e c) ½ Mg (g) Mg (g) + e d) El radio atómico del boro es significativamente inferior a) El boro tiene menor carga nuclear que el berilio b) El electrón extraído en el boro procede del orbital 2p c) El berilio sufre una fuerte repulsión de pares apareados d) El subnivel d ha quedado totalmente semilleno a) El elemento posee dos electrones de valencia b) El átomo ha ganado dos protones adicionales c) El elemento pertenece al grupo 3 de la tabla periódica d) Constante dieléctrica del vacío a) Constante de Planck (h) b) Número de Avogadro únicamente c) Constante de los gases ideales d) A = Z + N e = Z carga A Z N X Z A Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 19 Fórmula o procedimiento Significado de los símbolos Cuándo se usa : masa atómica relativa; : masa isotópica relativa del isótopo ; : abundancia porcentual.

Calcular la masa atómica ponderada de un elemento o hallar las abundancias relativas a partir de picos espectrales. Vaporización Ionización (+1) Aceleración electrostática Deflexión magnética Detección Fases del espectrómetro de masas; la curvatura depende de la relación masa/carga ( ), velocidad y campo magnético. Describir la separación física de isótopos y el funcionamiento del espectrómetro de masas. 2. Espectro electromagnético, modelo de Bohr y orbitales Fórmula o procedimiento Significado de los símbolos Cuándo se usa : velocidad de la luz; : frecuencia; : longitud de onda; : constante de Planck; : energía del fotón emitido o absorbido.

Relacionar longitud de onda, frecuencia y energía fotónica en transiciones electrónicas y series espectrales. : nivel cuántico principal ( ). Calcular el aforo máximo de electrones por capa cuántica principal. Principio de Aufbau Principio de exclusión de Pauli (máx. 2 e , espines ) Regla de Hund (desaparear primero) Llenado progresivo de subniveles: (1 orb, 2 e ), (3 orb, 6 e ), (5 orb, 10 e ), (7 orb, 14 e ). Escribir configuraciones electrónicas en estado fundamental para átomos e iones hasta . 3. Energías de ionización y límite de convergencia Fórmula o procedimiento Significado de los símbolos Cuándo se usa : especie en fase gaseosa monoatómica; : electrón desprendido.

Formular termoquímicamente la primera y sucesivas energías de ionización. Identificar salto brusco en log(IE) Número de electrones extraídos antes del salto = electrones de valencia Un gran incremento energético evidencia la extracción desde un nivel interior cerrado más cercano al núcleo. Deducir el grupo de la tabla periódica de un elemento a partir de sus energías de ionización sucesivas. , : frecuencia y longitud de onda en el límite de convergencia de las líneas espectrales. Calcular numéricamente la primera energía de ionización a partir de datos del continuo espectral. A = r 100 (m ×% ) i i A r m i i % i m/z c = νλ E = hν = λ hc c ν λ h E Capacidad m xima = a ˊ 2n2 n n = 1, 2, 3, 4 …

s p d f Z = 36 X (g) X + (g) + e X (g) + X + (g) 2+ e X (g) e IE = 1 hν = l mite ı ˊ λ l mite ı ˊ hc ν l mite ı ˊ λ l mite ı ˊ Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 20 Constantes y errores típicos Constantes fundamentales: Constante de Planck: . Velocidad de la luz: . Errores habituales en examen: Confundir el número másico (entero, suma de nucleones de un isótopo) con la masa atómica relativa (promedio ponderado continuo). Omitir las excepciones por estabilidad de subnivel semilleno o lleno en cromo ( ) y cobre ( ). Al ionizar metales de transición, olvidar que los electrones del orbital se vacían antes que los del subnivel .

Omitir el estado gaseoso monoatómico en las ecuaciones de energía de ionización. h = 6,63 × 10 J s 34 c = 3,00 × 10 m s 8 1 A A r [Ar]3d 4s 5 1 [Ar]3d 4s 10 1 4s 3d (g) Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 21 Soluciones de las preguntas de repaso 1. Porque no representa la masa de un solo átomo, sino el promedio ponderado de los isótopos naturales cloro-35 y cloro-37 según su abundancia. 2. Porque la repulsión requerida para desviar partículas alfa pesadas y positivas a más de 90° exige que toda la carga positiva y la masa del átomo estén concentradas en un volumen sumamente diminuto y denso. 3.

Porque la reactividad química está determinada por el número y distribución de los electrones en la corteza, idénticos en ambos isótopos al tener el mismo número atómico Z = 17. 4. Posee un número atómico (20 protones), un número másico (20 protones + 20 neutrones) y 18 electrones ( ). 5. En la etapa de deflexión mediante un campo magnético, donde la trayectoria se curva según la masa del ion, su carga, su velocidad y la fuerza del campo. 6. c) Existencia de un núcleo central denso y positivo. El rebote en ángulos mayores a 90° requirió concentrar la carga positiva y la masa en un núcleo diminuto. 7. b) Conservan la misma configuración electrónica externa.

El comportamiento químico depende de los electrones de la capa externa, que no varían entre isótopos neutros. 8. c) Yodo-131. El yodo-131 es absorbido activamente por la glándula tiroides y emite radiación gamma y beta. 9. d) El catión de menor masa absoluta. A menor masa absoluta, menor es la inercia del ion y mayor resulta la curvatura de su trayectoria. 10. Porque sus electrones solo pueden ocupar niveles cuantizados y descienden entre energías fijas, emitiendo longitudes de onda únicas. 11. Porque la caída al nivel fundamental n = 1 implica una diferencia energética mucho más grande que la caída al nivel n = 2, emitiendo fotones de frecuencia superior correspondientes al rango UV. 12.

Contiene 9 orbitales (un orbital s, tres p y cinco d) y puede albergar un máximo de electrones. 13. Porque tener el subnivel d exactamente semilleno con cinco orbitales semillenos confiere una estabilidad energética superior a la configuración estándar. 14. c) Serie de Balmer. La serie de Balmer corresponde a caídas energéticas hasta el nivel n = 2, emitiendo en el rango visible. 15. d) Los orbitales se ocupan desapareados con espines paralelos. La regla de Hund establece que los electrones entran desapareados con espines paralelos para reducir la repulsión. 16. a) [Ar] 3d¹ 4s¹. El cobre promociona un electrón s para formar un subnivel 3d completamente lleno y más estable ([Ar] 3d¹ 4s¹). 17.

c) Región espacial con probabilidad de hallazgo 95 %. Por el principio de incertidumbre, el orbital se define probabilísticamente con un umbral típico del 95 %. 18. Porque la misma carga nuclear atrae ahora a un número menor de electrones, aumentando la atracción neta sobre cada electrón restante. 19. Porque cada periodo añade una nueva capa electrónica, lo que aumenta la distancia al núcleo y eleva el apantallamiento de los electrones internos, facilitando su extracción pese al incremento de protones. Z = 20 A = 40 20 2 2(3) = 2 18 Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 22 20.

Pertenece al grupo 13, ya que el salto brusco se produce tras arrancar el tercer electrón (entre la 3.ª y 4.ª ionización), evidenciando 3 electrones de valencia. 21. Porque en el oxígeno dos electrones comparten el mismo orbital , generándose una repulsión mutua que contrarresta la carga nuclear y facilita la expulsión del electrón. 22. a) Mg(g) Mg (g) + e . La definición exige un mol de átomos monoatómicos en fase gaseosa transformándose en un catión monopositivo gaseoso. 23. c) El electrón extraído en el boro procede del orbital 2p. El electrón 2p del boro está a mayor energía y apantallado por la subcapa 2s, requiriendo menos energía de remoción. 24.

b) El elemento posee dos electrones de valencia. El gran salto indica que el tercer electrón proviene de un nivel principal interno más cercano al núcleo. 25. b) Constante de Planck (h). La energía de la radiación se relaciona directamente con la frecuencia mediante la ecuación de Planck E = hν. 2p Estructura Atómica y Configuración Electrónica " Química 23