1. Modelos atómicos

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ANTECEDENTES DE LOS MODELOS DEL ÁTOMO

   Hoy damos por sentado que existen los átomos que forman los elementos, pero ¿cómo se llegó a esta idea de la existencia de los átomos?

   Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia, y concluyeron que el mundo era mucho más simple de lo que parecía. Leucipo, en el 440 a. C. aproximadamente, sostenía la teoría de que sólo había un tipo de materia. Pensaba que sí la materia "se cortaba" (se dividía) sucesivamente, llegaría un momento en que habría una porción que no se podría seguir dividiendo. Su discípulo, Demócrito, en el 400 a. C., llamó átomos a estos trozos de materia indivisible (átomo en griego significa indivisible). Empédocles, contemporáneo de Demócrito, postuló que la materia estaba formada por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego. Aristóteles, que no creía en la existencia de los átomos, admitió la teoría de Empédocles y rechazó las teorías atomistas de Demócrito; su prestigio como filósofo consiguió que la teoría de los cuatro elementos prevaleciera en el pensamiento de la humanidad durante 2.000 años.

   Los alquimistas primero y los químicos posteriormente, aunque no conocían como estaba constituida la materia no por eso dejaron de realizar reacciones químicas. Una reacción química es un proceso en el cual unas sustancias (Reactivos) se convierten en otras (Productos). ¿Puede haber algo que llame más la curiosidad de una persona? ¿A quién no le gustó jugar con fuego de pequeño?

LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

   El modelo atómico de Dalton es el primer intento de explicar la materia a partir de partículas independientes, es un modelo de materia discontinua. 

   Un modelo es una explicación simplificada de algo que nos sirve para entenderlo mejor, aunque no sea una descripción exacta nos acerca al conocimiento de ese algo. Los modelos del átomo se fueron mejorando y complicando a medida que disponíamos de más datos experimentales.

   La materia se puede explicar a partir de un modelo de materia continua o de un modelo de materia discontinua. ¿Por qué escoger uno u otro?

   La idea de Dalton parte del estudio de las reacciones químicas. Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias que llamamos reactivos se transforman en otras que llamamos productos. Seguramente si piensas en una reacción química te venga a la cabeza la combustión, es normal, el descubrimiento de fuego probablemente sea el acontecimiento que más nos marcó como especie. 

   En los siglos XVIII y XIX en el estudio de las reacciones químicas se encontraron unas regularidades que llamamos leyes clásicas de las reacciones químicas. Por qué son importantes estas leyes, pues porque gracias a ellas se pudo establecer el primer modelo atómico de la materia.

LEY DE LAVOISIER O LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA: En toda reacción química la masa total de las sustancias reaccionantes se mantiene constante.

Supongamos que el hidrógeno reacciona completamente con oxígeno para dar agua.

En las reacciones químicas la materia se conserva, no se crea ni se destruye.

LEY DE PROUST O LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS: Cuando dos elementos reaccionan para dar un compuesto siempre lo hacen en una proporción constante en masa.

Cuando el hidrógeno reacciona con oxígeno para dar agua pueden darse varias situaciones: que reaccionen completamente, que nos sobre algo de hidrógeno o que nos sobre algo de oxígeno. ¿Por qué pasa eso? ¿Por qué no reaccionan en cualquier proporción?

En todos los casos el cociente entre la cantidad de hidrógeno y oxígeno que reacciona es constante. 

LEY DE DALTON O LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: Cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa de otro, para dar diferentes compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

Las masa de hidrógeno que reaccionan con una misma masa de oxígeno están en relación de números enteros sencillos.

Estas leyes dieron argumentos a Dalton para plantear su teoría atómica, ya que sólo son compatibles con un modelo discontinuo de materia.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

MODELO ATÓMICO DE DALTON

  ¿Qué modelo de materia puede explicar estos hechos? Se pueden plantear dos hipótesis: 1º que la materia sea continua y 2º que la materia sea discontinua.   ¿Cuál crees tú que está más de acuerdo con los datos experimentales indicados antes?

John Dalton (1766-1844)

En 1808, John Dalton para explicar estas leyes experimentales propone un modelo basado en las siguientes hipótesis:

  • La materia está formada por partículas indivisibles, los átomos, que permanecen inalterables en cualquiera proceso químico.

  • Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí, en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad, y distintos de los átomos de los otros elementos.

  • Los átomos se combinan entre ellos en una proporción constante en masa para formar moléculas. Las moléculas de un mismo compuesto son todas iguales entre sí.

  • En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni si destruyen, simplemente se combinan entre ellos de otra forma.

¿Cómo nos imaginamos los átomos de Dalton?

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

   El átomo para Dalton era indivisible, pero los experimentos posteriores que llevaron al descubrimiento de las partículas fundamentales del átomo contradicen este modelo atómico de Dalton. 

   Michael Faraday estudiando la descomposición por electrólisis de algunas sustancias llega a la conclusión de que la materia tiene una naturaleza eléctrica. 

   Joseph John Thomson estudiando la conductividad de gases en tubos de vidrio a baja presión descubre en 1897 una partícula con carga negativa que recibe el nombre de ELECTRÓN. En 1904 propone un modelo de átomo que se conoce como el puding de pasas, ya que los electrones están distribuidos por la superficie del átomo que puede así ser fácilmente electrizado.

    En estudios semejantes se descubre una partícula positiva, el PROTÓN. Eugen Goldstein descubre los protones en los rayos canales, y posteriormente en 1918 Rutherford encuentra los protones bombardeando núcleos de nitrógeno.

   Posteriormente estudiando la radioactividad artificial James Chadwick en 1932 descubre una partícula sin carga, el NEUTRÓN.

   Las propiedades de estas partículas fundamentales se recogen en la siguiente tabla:

Partícula

Masa (kg)

Masa relativa Carga (C) Carga relativa

ELECTRÓN (e)

9,108.10−31

1

−1,6.10−19

−1

PROTÓN (p+)

1,672.10−27

1836

+1,6.10−19

+1

NEUTRÓN (n)

1,675.10−27

1839

0

0

EJERCICIOS PARA PRACTICAR 

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

¿Cómo están distribuidas estas partículas en el átomo?  

   Rutherford y Hans Geiger, su ayudante, en 1911 realizaron el siguiente experimento, utilizando un material radioactivo que emitía partículas alfa (positivas) las lanzaron contra un pan de oro de unas cuantas diezmilésimas de milímetro de grosor; aun así, constituía un muro de 2.000 átomos de anchura. Rutherford quería estudiar el comportamiento de la materia cuando era bombardeada con partículas lanzadas a gran velocidad. Para observar las trayectorias de las partículas después de chocar con la lámina dispuso una película fotográfica alrededor del experimento. 

   ¿Qué observó? Prácticamente todas las partículas llegaron al otro lado en línea recta. Algunas, muy pocas, salían con un cierto ángulo, como una bola de billar golpeada de lado. Y una de cada 20.000 rebotaba incluso hacia atrás. 

   ¿Cómo explicamos estos hechos? Rutherford propone el siguiente modelo. El átomo debe ser prácticamente hueco. Los electrones se mueven en órbitas alrededor de un núcleo, donde se encuentran los protones y está concentrada la masa del átomo. Cuando las partículas alfa pasan cerca de un núcleo son desviadas por él al ser ambos positivos. En caso de colisión el núcleo, mucho más pesado que la partícula alfa, hace retroceder a la misma en sentido contrario. 

   En el átomo diferenciaremos dos zonas: el núcleo y la corteza. El núcleo es la parte central donde se sitúan los protones (positivos) y los neutrones (neutros). La corteza está formada por el resto del átomo y en ella están los electrones (negativos). Para que te des una idea de la desproporción que hay entre el núcleo y la corteza imagina que un átomo tiene un diámetro como de Vigo a Pontevedra, el núcleo sería como un balón de baloncesto situado en el punto medio. 

   El número de protones (positivos) del núcleo debe coincidir con el número de electrones (negativos) de la corteza en los átomos neutros.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ELEMENTOS QUÍMICOS E ISÓTOPOS

En las sustancias simples sólo hay átomos del mismo elemento. 

Los elementos que hay en la Naturaleza son unos 90, y fabricados por el hombre unos pocos más. Los tienes en la Tabla Periódica que estudiaremos después. Fíjate que todos tienen un nombre y un símbolo de hasta dos letras, la primera mayúscula y la segunda minúscula. Lee los nombres de los elementos procurando retener sus símbolos. 

¿Qué identifica a los átomos de un elemento, y hace que sean distintos a los demás? Moseley, en 1913, comprobó que todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones en el núcleo. Átomos de diferentes elementos químicos tendrán distinto número de protones. Este número de protones identifica a cada elemento. 

NÚMERO ATÓMICO es el número de protones que tiene el núcleo de cada uno de los átomos de un elemento químico. Se representa por la letra Z. 

Z = nº protones

Si el átomo es neutro también coincide con el número de electrones.

Los átomos de un mismo elemento químico pueden tener masas distintas, debido a que pueden tener distinto número de neutrones en el núcleo. Estos átomos se llaman isótopos de este elemento químico.

ISÓTOPOS son los átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones.

NÚMERO MÁSICO es la suma del número de protones y neutrones que tiene el núcleo de un átomo. Se representa por la letra A. 

A = nº protones + nº neutrones

Los isótopos de un elemento se representan por su símbolo, escribiendo a la izquierda como subíndice el número atómico, Z, y como superíndice el número másico, A.

Por ejemplo, el carbono presenta tres isótopos:

A partir de la notación de los isótopos podemos saber cuales son las partículas que posee un átomo.

Llamaremos estructura atómica a la descripción de las partículas de un átomo distribuidas entre la corteza y el núcleo.

Ejemplo 1: ¿Cuál es la estructura atómica del átomo 2311Na?  

Ejemplo 2: ¿Cuál es la estructura atómica del ión 3717Cl ?

Ejemplo 3: ¿Cuál es la estructura atómica del ión 5626Fe2+?

SIMULACIÓN: ESTRUCTURA ATÓMICA, en phet.colorado.edu

Seguro observaste en la Tabla Periódica que no viene el número másico, aunque sí otro número de valor próximo y varios decimales, es la masa atómica. La masa atómica es la masa de un átomo de un elemento. ¿Cómo se determina? La masa del átomo es debida sobre todo a los protones y neutrones ya que los electrones tienen una masa despreciable frente a estos. La masa atómica no se expresa en kilogramos, ya que los valores serían demasiado pequeños, necesitamos una unidad de comparación más próxima a la masa de los átomos. Se escogió, inicialmente, como unidad de masa atómica la masa del átomo de hidrógeno. La unidad de masa atómica se define actualmente como:

Unidad de masa atómica es la doceava parte de la masa del 126C, equivale a la masa de un protón o un neutrón, aproximadamente. Se representa por u.

Pero como no son iguales todos los átomos de un elemento la masa atómica es la masa media ponderal de todos los isótopos del elemento.

Ejemplo 4: Calcula la masa atómica del cloro sabiendo que tiene los siguientes isótopos 3517Cl   3717Cl , que se presentan en la naturaleza con una abundancia del 75,5% y del 24,5%, respectivamente.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

El modelo de Rutherford, que se conoce como modelo planetario del átomo, no explica como se mueven los electrones alrededor del núcleo. Por tanto tenemos la necesidad de plantear un nuevo modelo que de cuenta del movimiento de los electrones en el átomo. 

Los espectroscopistas en el siglo XIX recopilaron gran información de los que se conoce como espectros atómicos. Los espectros atómicos se obtienen al hacer pasar un haz de luz a través de una sustancia y dispersar esa luz con un prisma. Sobre el espectro de colores de la luz visible aparecen una serie de rayas negras que se corresponden con diferentes frecuencias de radiación. Es lo que se conoce como espectros de absorción. También se obtienen espectros cuando se excitan los átomos de un elemento a alta temperatura para que emita luz, al dispersar con un prisma esta luz obtenemos el espectro de emisión, también con rayas de color características de cada sustancia, las mismas rayas que aparecen en negro el los espectros de absorción. Los espectros de absorción o de emisión son como la huella dactilar de los átomos.

SIMULACIÓN: VISOR DE ESPECTROS, en educaplus.org

El primer científico que dio una explicación satisfactoria de los espectros atómicos fue el físico danés Niels Bohr. Propuso un modelo de átomo en el que los electrones se movían en orbitas en torno al núcleo. 

Este modelo se basa en tres postulados:

  • Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía.

  • Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las cuales el momento angular, L, del electrón sea un múltiplo entero del valor de la constante de Plank dividida por 2π. L=n·h/2π

  • El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. ΔE=hν- Donde ν es la frecuencia de la radiación. Cuando esta frecuencia cae en el espectro visible encontramos las rayas de los espectros.

SIMULACIÓN: MODELO ATÓMICO DE BOHR, en educaplus.org

Este modelo utiliza las ideas de cuantización de la energía que propuso Plank a principio del XX, y llega a explicar con éxito los espectros del hidrógeno y átomos hidrogenoides (los que sólo tienen un electrón). Con átomos polielectrónicos este modelo tiene dificultades, que no se resolverán hasta la llegada de la mecánica ondulatoria de la mano de Schrödinger y Heisenberg.

Según este modelo mecanocuántico del átomo los electrones se distribuyen en orbitales, que son zonas alrededor del átomo en las que es muy probable encontrar al electrón. Estos orbitales surgen de dos descubrimientos importantes: 1) que el electrón se puede comportar en los átomos como partícula y como onda, lo que se conoce como dualidad onda-partícula, propuesta por el francés Louis-Victor de Broglie en 1924, y 2) el principio de incertidumbre o indeterminación de Heisenberg propuesto en 1925, que dice que no podemos conocer con precisión la posición y la energía del electrón, cuanto más precisión consigamos en el conocimiento de la posición con menos precisión se conocerá su energía.

Para conocer la configuración electrónica, es decir cómo se reparten los electrones entre los distintos orbitales, será suficiente conocer unas pocas reglas que seguirás estudiando y profundizando en cursos posteriores. Estas reglas se deducen de los números cuánticos que surgen de resolver las ecuaciones de onda que la mecánica cuántica propone para explicar el comportamiento de los electrones en el átomo.

1. Los electrones se distribuyen por capas desde la de más baja energía, la 1, a las siguientes. Esto depende del número cuántico principal, n. Puede tener los siguientes valores, n = 1, 2, 3,...

2. En cada capa hay distintos tipos de orbitales. Estos pueden ser orbitales s, orbitales p, orbitales d y orbitales f. Depende del número cuántico de momento angular, l. Puede tener los siguientes valores, l = 0, hasta n-1. Si l = 0 orbital s, si l = 1 orbital p, si l = 2 orbital d, si l = 3 orbital f.

SIMULACIÓN: ORBITALES ATÓMICOS, en educaplus.org

3. En cada capa hay tantos tipos de orbitales como indica el número de la capa. Así en la capa 1 sólo hay orbitales s, en la 2 orbitales s y p, en la 3 orbitales s, p y d, y en la 4 orbitales s, p, d y f.

4. En cada capa el orbital s es único, el p aparece en grupos de 3, el d en grupos de 5 y el f en grupos de 7. Son lo que se conoce como orbitales degenerados o de misma energía. Depende del número cuántico magnético, m. Puede tener los siguientes valores, m = l,...,0,...,+l

5. En cada orbital sólo caben 2 electrones como máximo. Depende del número cuántico de spin, s. Puede tener los siguientes valores, s = +1/2, 1/2

6. En cada capa los orbitales tienen distintas energías, los s son los de más baja energía, los p los siguientes en energía y le siguen los d y los f.

7. Para escribir las configuraciones electrónicas de los átomos, sólo necesitamos saber el número de electrones que tienen y seguir lo que se conoce como la regla de llenado de orbitales.

SIMULACIÓN: CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA, en educaplus.org

Ejemplo 5: Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos: Li, N, Mg, Cl, Fe, Sn y Hg.

[3Li]  = 1s2 2s1

Recuerda que llenamos los orbitales siguiendo las diagonales de abajo a arriba, y que en cada orbital caben como máximo 2 electrones.

[7N]  = 1s2 2s2 2p1 2p1 2p1

Recuerda que los orbitales p siempre aparecen de tres en tres. Cuando encuentres orbitales de misma energía, como estos 3 orbitales p, se sigue otra regla, conocida como regla de máxima multiplicidad, y dice que no se llena un orbital de este conjunto mientras haya orbitales vacíos. 

[12Mg]  = 1s2 2s2 2p2 2p2 2p2 3s2 

[17Cl]  = 1s2 2s2 2p2 2p2 2p2 3s2 3p2 3p2 3p1 

Los orbitales degenerados debemos escribirlos separados si no están completos, si están llenos podemos agruparlos, pero recuerda que 2p6 = 2p2 2p2 2p2 y no significa que haya 6 electrones en un orbital 2p. Por eso también podríamos escribir el cloro de esta forma:

[17Cl]  = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1 

[26Fe]  = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 3d1 3d1 3d1 3d1 

Recuerda que los orbitales d son 5.

[50Sn]  = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1 5p1 5p0 

También podemos escribir:

[50Sn]  = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1 5p1 

[80Hg]  = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10  

Llamamos electrones de valencia a los electrones de la última capa electrónica. Estos electrones son muy importantes pues nos van a indicar el comportamiento químico de los átomos. Fíjate que los elementos que están en un mismo grupo de la Tabla Periódica tienen el mismo número de electrones de valencia, cuando Mendeleyev los colocó en grupos es porque tenían propiedades químicas similares, por tanto podemos pensar que es tener los mismos electrones de valencia lo que le confiere un comportamiento químico similar a los átomos de un mismo grupo.

¿Cómo se llaman los distintos grupos de la Tabla Periódica y cuántos electrones de valencia tienen?

Grupo 1: Metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) 1 e de valencia.

Grupo 2: Metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) 2 e de valencia.

Grupo 3 al 12: Metales de transición.

Grupo 13: Grupo del B (B, Al, Ga, In, Tl) 3 e de valencia.

Grupo 14: Grupo del C (C, Si, Ge, Sn, Pb) 4 e de valencia.

Grupo 15: Grupo del N (N, P, As, Sb, Bi) 5 e de valencia.

Grupo 16: Calcógenos o anfígenos (O, S, Se, Te) 6 e de valencia.

Grupo 17: Halógenos (F, Cl, Br, I) 7 e de valencia.

Grupo 18: Gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe) 8 e de valencia.

La mayoría de los elementos de la Tabla Periódica son metales, los elementos que están sobre la diagonal que va del B al At son semimetales, y los elementos que están a su derecha son no metales.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA

La Tabla Periódica fue una forma inteligente de ordenar los elementos químicos que le debemos al ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev y al alemán Julius Lothar Meyer. Los elementos están ordenados en columnas, que llamamos grupos, y en filas, que llamamos períodos. Los elementos están ordenados según dos criterios: en horizontal se ordenan en orden creciente del número atómico y en vertical por sus propiedades químicas semejantes.

SIMULACIÓN: TABLA PERIÓDICA, en educaplus.org

TABLA PERIÓDICA COMPLETA CON NOMBRES

SIMULACIÓN: SÍMBOLOS DE LOS ELEMENTOS, en educaplus.org

SIMULACIÓN: TETRIS DE LA TABLA PERIÓDICA, en educaplus.org

SIMULACIÓN: PUZZLE DE LA TABLA PERIÓDICA, en educaplus.org

    Los elementos se ordenan en 18 grupos y 7 períodos. 

    Los dos primeros grupos, en color turquesa, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales s. Recuerda que el orbital s es único y puede albergar dos electrones. Llamaremos a estos grupos bloque s.

    Los últimos seis grupos, en color magenta, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales p. Recuerda que los orbitales p siempre aparecen en grupos de 3 y pueden albergar seis electrones. Llamaremos a estos grupos bloque p.

    Los diez grupos que van del 3 al 12, en color gris, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales d. Recuerda que los orbitales d siempre aparecen en grupos de 5 y pueden albergar diez electrones. Llamaremos a estos grupos bloque d.

    Por últimos los elementos de los períodos 6 y 7 que van después del La y Ac forman 14 grupos que colocamos debajo de la Tabla Periódica para que esta no sea demasiado larga. Estos grupos, en color salmón, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales f. Recuerda que los orbitales f siempre aparecen en grupos de 7 y pueden albergar catorce electrones. Llamaremos a estos grupos bloque f.

    La configuración electrónica está muy relacionada con la posición de los átomos en la Tabla Periódica. Si sabemos la configuración electrónica podemos saber donde se encuentra un átomo en la Tabla. Y si sabemos donde está en la Tabla también podemos conocer en que termina la configuración electrónica.

Supón que no estás viendo la Tabla Periódica:

1) ¿Cuál es el grupo y período del elemento que termina con la siguiente configuración: [E] = ... 5p1 5p1 5p1 ?

Si tiene 3 electrones p, para calcular el grupo sumamos 2 del bloque s, 10 del bloque d y 3 del bloque p, en total nos da el grupo15. Si el orbital es 5p pertenece al periodo 5, por tanto sus coordenadas son grupo 15 y período 5.

2) ¿Cuál es el grupo y período del elemento que termina con la siguiente configuración: [E] = ... 5d1 5d1 5d1 5d1 ?

Si tiene 4 electrones d, para calcular el grupo sumamos 2 del bloque s y 4 del bloque d, en total nos da el grupo 6. Si el orbital es 5d pertenece al periodo 6, ya que los orbitales d se llenan después de los s de la capa siguiente, por tanto sus coordenadas son grupo 6 y período 6.

3) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 2 y el período 4?

Si el elemento está en el grupo 2 pertenece al bloque s, si es el grupo 2 la configuración será s2. Si el período es el 4 el orbital s pertenece a la cuarta capa, el orbital s será el 4s. Por tanto la configuración del elemento termina en:

[E] = ... 4s2

4) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 13 y el período 3?

Si el elemento está en el grupo 13 pertenece al bloque p, ya que los dos primeros grupos pertenecen al bloque s y los diez siguientes grupos al bloque d, a partir de ahí los grupos pertenecen al bloque p, si es el grupo 13 será el primer grupo del bloque p, la configuración será p1. Si el período es el 3 el orbital p pertenece a la tercera capa, el orbital p será el 3p. Por tanto la configuración del elemento será termina en:

[E] = ... 3p1

5) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 8 y el período 4?

Si el elemento está en el grupo 8 pertenece al bloque d, ya que los dos primeros grupos pertenecen al bloque s y los diez siguientes grupos al bloque d, si es el grupo 8 será el sexto grupo del bloque d, la configuración será d6. Si el período es el 4 el orbital d pertenece a la capa anterior, a la tercera, ya que los orbitales s de la capa superior se llenan antes que los orbitales d de esa capa, el orbital d será el 3d. Por tanto la configuración del elemento será termina en:

[E] = ... 3d2 3d1 3d1 3d1 3d1

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

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