1. Modelos atómicos

Principal Arriba Enunciados

ANTECEDENTES DOS MODELOS DO ÁTOMO

   Hoxe damos por sentado que existen os átomos que forman os elementos, pero como se chegou a esta idea da existencia dos átomos?

   Os filósofos gregos discutiron moito sobre a natureza da materia, e concluíron que o mundo era moito máis simple do que parecía. Leucipo, no 440 a. C. aproximadamente, sostiña a teoría de que só había un tipo de materia. Pensaba que se a materia "cortábase" (dividíase) sucesivamente, chegaría un momento en que habería unha porción que non se podería seguir dividindo. O seu discípulo, Demócrito, no 400 a. C., chamou átomos a estes anacos de materia indivisible (átomo en grego significa indivisible). Empédocles, contemporáneo de Demócrito, postulou que a materia estaba formada por catro elementos: terra, auga, aire e lume. Aristóteles, que non cría na existencia dos átomos, admitiu a teoría de Empédocles e rexeitou as teorías atomistas de Demócrito; o seu prestixio como filósofo conseguiu que a teoría dos catro elementos prevalecese no pensamento da humanidade durante 2.000 anos.

   Os alquimistas primeiro e os químicos posteriormente, aínda que non coñecían como estaba constituída a materia non por iso deixaron de realizar reaccións químicas. Unha reacción química é un proceso no cal unhas sustancias (Reactivos) convértense noutras (Produtos). Pode haber algo que chame máis a curiosidade dunha persoa? A quen non lle gustou xogar con lume de pequeno?

LEIS DAS REACCIÓNS QUÍMICAS

   O modelo atómico de Dalton é o primeiro intento de explicar a materia a partir de partículas independentes, é un modelo de materia discontinua. 

   Un modelo é unha explicación simplificada de algo que nos serve para entendelo mellor, aínda que non sexa unha descrición exacta achéganos ao coñecemento dese algo. Os modelos do átomo fóronse mellorando e complicando a medida que dispoñiamos de máis datos experimentais.

   A materia pódese explicar a partir dun modelo de materia continua ou dun modelo de materia discontinua. Por que escoller un ou outro?

   A idea de Dalton parte do estudo das reaccións químicas. Unha reacción química é un proceso no que unhas sustancias que chamamos reactivos transfórmanse noutras que chamamos produtos. Seguramente se pensas nunha reacción química vente á cabeza a combustión, é normal, o descubrimento de lume probablemente sexa o acontecemento que máis nos marcou como especie. 

   Nos séculos XVIII e XIX no estudo das reaccións químicas atopáronse unhas regularidades que chamamos leis clásicas das reaccións químicas. Por que son importantes estas leis, pois porque grazas a elas púidose establecer o primeiro modelo atómico da materia.

   LEI DE LAVOISIER OU LEI DE CONSERVACIÓN DA MASA: En toda reacción química a masa total das sustancias reaccionantes mantense constante.

   Supoñamos que o hidrógeno reacciona completamente con osíxeno para dar auga.

   Nas reaccións químicas a materia consérvase, non se crea nin se destrúe.

   LEI DE PROUST OU LEI DAS PROPORCIÓNS DEFINIDAS: Cando dous elementos reaccionan para dar un composto sempre o fan nunha proporción constante en masa.

   Cando o hidróxeno reacciona con osíxeno para dar auga poden darse varias situacións: que reaccionen completamente, que nos sobre algo de hidróxeno ou que nos sobre algo de osíxeno. Por que pasa iso? Por que non reaccionan en calquera proporción?

   En todos os casos o cociente entre a cantidade de hidróxeno e osíxeno que reacciona é constante.

   LEI DE DALTON OU LEI DAS PROPORCIÓNS MÚLTIPLES: Cando dous elementos combínanse para dar máis dun composto, as masas dun deles que se combinan cunha mesma masa doutro, para dar diferentes compostos, están nunha relación de números enteiros sinxelos.

   As masa de hidróxeno que reaccionan cunha mesma masa de osíxeno están en relación de números enteiros sinxelos.

   Estas leis deron argumentos a Dalton para suscitar a súa teoría atómica, xa que só son compatibles cun modelo discontinuo de materia.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

MODELO ATÓMICO DE DALTON

   Que modelo de materia pode explicar estes feitos? Pódense suscitar dúas hipótese: 1º que a materia sexa continua e 2º que a materia sexa discontinua. Cal crees ti que está máis de acordo cos datos experimentais indicados antes?

John Dalton (1766-1844)

En 1808, John Dalton para explicar estas leis experimentais propón un modelo baseado nas seguintes hipóteses: 

  • A materia está formada por partículas indivisibles, os átomos, que permanecen inalterables en calquera proceso químico.
  • Os átomos dun mesmo elemento son todos iguais entre si, en masa, tamaño e en calquera outra propiedade, e distintos dos átomos dos outros elementos.
  • Os átomos combínanse entre eles nunha proporción constante en masa para formar moléculas. As moléculas dun mesmo composto son todas iguais entre si.
  • Nas reaccións químicas, os átomos nin se crean nin si destrúen, simplemente combínanse entre eles doutra forma.

Como nos imaxinamos os átomos de Dalton?

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

NATUREZA ELÉCTRICA DA MATERIA

   O átomo para Dalton era indivisible, pero os experimentos posteriores que levaron ao descubrimento das partículas fundamentais do átomo contradín este modelo atómico de Dalton. 

   Michael Faraday estudando a descomposición por electrólise dalgunhas sustancias chega á conclusión de que a materia ten unha natureza eléctrica. 

   Joseph John Thomson estudando a conductividad de gases en tubos de vidro a baixa presión descobre en 1897 unha partícula con carga negativa que recibe o nome de ELECTRÓN. En 1904 propón un modelo de átomo que se coñece como o puding de pasas, xa que os electróns están distribuídos pola superficie do átomo que pode así ser fácilmente electrizado.

   En estudos semellantes descóbrese unha partícula positiva, o PROTÓN. Eugen Goldstein descobre os protones nos raios canles, e posteriormente en 1918 Rutherford atopa os protones bombardeando núcleos de nitrógeno.

   Posteriormente estudando a radioactividad artificial James Chadwick en 1932 descobre unha partícula sen carga, o NEUTRÓN.

   As propiedades destas partículas fundamentais recóllense na seguinte táboa:

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

EXERCICIOS PARA PRACTICAR 

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

   Como están distribuidas estas partículas no átomo? 

   Rutherford e Hans Geiger, o seu axudante, en 1911 realizaron o seguinte experimento, utilizando un material radioactivo que emitía partículas alfa (positivas) lanzáronas contra un pan de ouro dunhas cantas diezmilésimas de milímetro de grosor; aínda así, constituía un muro de 2.000 átomos de anchura. Rutherford quería estudar o comportamento da materia cando era bombardeada con partículas lanzadas a gran velocidade. Para observar as traxectorias das partículas logo de chocar coa lámina dispuxo unha película fotográfica ao redor do experimento. 

   Que observou? Prácticamente todas as partículas chegaron ao outro lado en liña recta. Algunhas, moi poucas, saían cun certo ángulo, como unha bóla de billar golpeada de lado. E unha de cada 20.000 rebotaba ata cara atrás.  

   Como explicamos estes feitos? Rutherford propón o seguinte modelo. O átomo debe ser prácticamente oco. Os electróns móvense en órbitas ao redor dun núcleo, onde se atopan os protóns e está concentrada a masa do átomo. Cando as partículas alfa pasan preto dun núcleo son desviadas por el ao ser ambos positivos. En caso de colisión o núcleo, moito máis pesado que a partícula alfa, fai retroceder á mesma en sentido contrario. 

   No átomo diferenciaremos dúas zonas: o núcleo e a cortiza. O núcleo é a parte central onde se sitúan os protóns (positivos) e os neutróns (neutros). A cortiza está formada polo resto do átomo e nela están os electróns (negativos). Para que te deas unha idea da desproporción que hai entre o núcleo e a cortiza imaxina que un átomo ten un diámetro como de Vigo a Pontevedra, o núcleo sería como un balón de baloncesto situado no punto medio. 

   O número de protóns (positivos) do núcleo debe coincidir co número de electróns (negativos) da cortiza nos átomos neutros.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ELEMENTOS QUÍMICOS E ISÓTOPOS

   Nas sustancias simples só hai átomos do mesmo elemento. 

   Os elementos que hai na Natureza son uns 90, e fabricados polo home uns poucos máis. Telos na Táboa Periódica que estudaremos despois. Fíxate que todos teñen un nome e un símbolo de ata dúas letras, a primeira maiúscula e a segunda minúscula. Le os nomes dos elementos procurando reter os seus símbolos. 

   Que identifica aos átomos dun elemento, e fai que sexan distintos aos demais? Moseley, en 1913, comprobou que todos os átomos dun elemento teñen o mesmo número de protóns no núcleo. Átomos de diferentes elementos químicos terán distinto número de protóns. Este número de protóns identifica a cada elemento. 

   NÚMERO ATÓMICO é o número de protóns que ten o núcleo de cada un dos átomos dun elemento químico. Represéntase pola letra Z. 

   Z = nº protones

   Se o átomo é neutro tamén coincide co número de electróns.

   Os átomos dun mesmo elemento químico poden ter masas distintas, debido a que poden ter distinto número de neutróns no núcleo. Estes átomos chámanse isótopos deste elemento químico.

   ISÓTOPOS son os átomos dun mesmo elemento que teñen distinto número de neutróns.

   NÚMERO MÁSICO é a suma do número de protóns e neutróns que ten o núcleo dun átomo. Represéntase pola letra A. 

   A = nº protóns + nº neutróns

   Os isótopos dun elemento represéntanse polo seu símbolo, escribindo á esquerda como subíndice o número atómico, Z, e como superíndice o número másico, A.

Por exemplo, o carbono presenta tres isótopos:

   A partir da notación dos isótopos podemos saber cales son as partículas que posúe un átomo.

   Chamaremos estrutura atómica á descrición das partículas dun átomo distribuídas entre a cortiza e o núcleo.

   Exemplo 1: Cal é a estrutura atómica do átomo 2311Na

Exemplo 2: Cal é a estrutura atómica do ión 3717Cl ?

Exemplo 3: Cal é a estrutura atómica do ión 56262+?

SIMULACIÓN: ESTRUCTURA ATÓMICA, en phet.colorado.edu

   Seguro observaches na Táboa Periódica que non vén o número másico, aínda que si outro número de valor próximo e varios decimais, é a masa atómica. A masa atómica é a masa dun átomo dun elemento. Como se determina? A masa do átomo é debida sobre todo aos protóns e neutróns xa que os electróns teñen unha masa despreciable fronte a estes. A masa atómica non se expresa en kilogramos, xa que os valores serían demasiado pequenos, necesitamos unha unidade de comparación máis próxima á masa dos átomos. Escolleuse, inicialmente, como unidade de masa atómica a masa do átomo de hidróxeno. A unidade de masa atómica defínese actualmente como:

   Unidade de masa atómica é a doceava parte da masa do 126C, equivale á masa dun protón ou un neutrón, aproximadamente. Represéntase por u.

   Pero como non son iguais todos os átomos dun elemento a masa atómica é a masa media ponderal de todos os isótopos do elemento.

   Exemplo 4: Calcula a masa atómica do cloro sabendo que ten os seguintes isótopos 3517Cl   3717Cl , que se presentan na natureza cunha abundancia do 75,5% e do 24,5%, respectivamente. 

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

   O modelo de Rutherford, que se coñece como modelo planetario do átomo, non explica como se moven os electróns ao redor do núcleo. Xa que logo temos a necesidade de suscitar un novo modelo que de conta do movemento dos electróns no átomo. 

   Os espectroscopistas no século XIX recompilaron gran información dos que se coñece como espectros atómicos. Os espectros atómicos obtéñense ao facer pasar un feixe de luz a través dunha sustancia e dispersar esa luz cun prisma. Sobre o espectro de cores da luz visible aparecen unha serie de raias negras que se corresponden con diferentes frecuencias de radiación. É o que se coñece como espectros de absorción. Tamén se obteñen espectros cando se excitan os átomos dun elemento a alta temperatura para que emita luz, ao dispersar cun prisma esta luz obtemos o espectro de emisión, tamén con raias de cor características de cada sustancia, as mesmas raias que aparecen en negro o os espectros de absorción. Os espectros de absorción ou de emisión son como a pegada dactilar dos átomos.

SIMULACIÓN: VISOR DE ESPECTROS, en educaplus.org

   O primeiro científico que deu unha explicación satisfactoria dos espectros atómicos foi o físico danés Niels Bohr. Propuxo un modelo de átomo no que os electróns móvense en orbitas en torno ao núcleo. 

   Este modelo baséase en tres postulados:

  • Os electróns describen órbitas circulares en torno ao núcleo do átomo sen irradiar enerxía.

  • As únicas órbitas permitidas para un electrón son aquelas para as cales o momento angular, L, do electrón sexa un múltiplo enteiro do valor da constante de Plank dividida por 2π. L=n·h/2π

  • O electrón só emite ou absorbe enerxía nos saltos dunha órbita permitida a outra. Neste cambio emite ou absorbe un fotón cuxa enerxía é a diferenza de enerxía entre ambos niveis. ΔE=hν. Onde ν é a frecuencia da radiación. Cando esta frecuencia cae no espectro visible atopamos as raias dos espectros.

 

SIMULACIÓN: MODELO ATÓMICO DE BOHR, en educaplus.org

   Este modelo utiliza as ideas de cuantización da enerxía que propuxo Plank a principio do XX, e chega a explicar con éxito os espectros do hidróxeno e átomos hidroxenoides (os que só teñen un electrón). Con átomos polielectrónicos este modelo ten dificultades, que non se resolverán ata a chegada da mecánica ondulatoria da man de Schrödinger e Heisenberg.

   Segundo este modelo mecanocuántico do átomo os electróns distribúense en orbitais, que son zonas ao redor do átomo nas que é moi probable atopar ao electrón. Estes orbitais xorden de dous descubrimentos importantes: 1) que o electrón pódese comportar nos átomos como partícula e como onda, o que se coñece como dualidad onda-partícula, proposta polo francés Louis-Victor de Broglie en 1924, e 2) o principio de incerteza ou indeterminación de Heisenberg proposto en 1925, que di que non podemos coñecer con precisión a posición e a enerxía do electrón, canto máis precisión consigamos no coñecemento da posición con menos precisión coñecerase a súa enerxía.

   Para coñecer a configuración electrónica, é dicir como se reparten os electróns entre os distintos orbitales, será suficiente coñecer unas poucas regras que seguirás estudando e afondando en cursos posteriores. Estas regras dedúcense dos números cuánticos que xorden de resolver as ecuacións de onda que a mecánica cuántica propón para explicar o comportamento dos electróns no átomo.

   1. Os electróns distribúense por capas desde a de máis baixa enerxía, a 1, ás seguintes. Isto depende do número cuántico principal, n. Pode ter os seguintes valores, n = 1, 2, 3,...

   2. En cada capa hai distintos tipos de orbitales. Estes poden ser orbitales s, orbitales p, orbitales d e orbitales f. Depende do número cuántico de momento angular, l. Pode ter os seguintes valores, l = 0, ata n-1. Se l = 0 orbital s, se l = 1 orbital p, se l = 2 orbital d, se l = 3 orbital f.

SIMULACIÓN: ORBITALES ATÓMICOS, en educaplus.org

   3. En cada capa hai tantos tipos de orbitais como indica o número da capa. Así na capa 1 só hai orbitais s, na 2 orbitais s e p, na 3 orbitais s, p e d, e na 4 orbitais s, p, d e f.

   4. En cada capa o orbital s é único, o p aparece en grupos de 3, o d en grupos de 5 e o f en grupos de 7. Son o que se coñece como orbitais dexenerados ou de mesma enerxía. Depende do número cuántico magnético, m. Pode ter os seguintes valores, m = l,...,0,...,+l

   5. En cada orbital só caben 2 electróns como máximo. Depende do número cuántico de spin, s. Pode ter os seguintes valores, s = +1/2, 1/2

   6. En cada capa os orbitales teñen distintas enerxías, os s son os de máis baixa enerxía, os p os seguintes en enerxía e séguenlle os d e os f.

   7. Para escribir as configuracións electrónicas dos átomos, só necesitamos saber o número de electróns que teñen e seguir o que se coñece como a regra de enchido de orbitais.

SIMULACIÓN: CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA, en educaplus.org

   Exemplo 5: Escribe as configuracións electrónicas dos seguintes átomos: Li, N, Mg, Cl, Fe, Sn y Hg.

[3Li]  = 1s2 2s1

   Lembra que enchemos os orbitais seguindo as diagonais de abaixo a arriba, e que en cada orbital caben como máximo 2 electróns.

[7N]  = 1s2 2s2 2p1 2p1 2p1

   Lembra que os orbitais p sempre aparecen de tres en tres. Cando atopes orbitais de mesma enerxía, como estes 3 orbitais p, séguese outra regra, coñecida como regra de máxima multiplicidade, e di que non se enche un orbital deste conxunto mentres haxa orbitais baleiros. 

[12Mg]  = 1s2 2s2 2p2 2p2 2p2 3s2 

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

   Os orbitais dexenerados debemos escribilos separados se non están completos, se están cheos podemos agrupalos, pero lembra que 2p6 = 2p2 2p2 2p2 e non significa que haxa 6 electróns nun orbital 2p. Por iso tamén poderiamos escribir o cloro desta forma:

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

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

   Lembra que os orbitais d son 5.

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

   Tamén 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  

   Chamamos electróns de valencia aos electróns da última capa electrónica. Estes electróns son moi importantes pois nos van a indicar o comportamento químico dos átomos. Fíxate que os elementos que están nun mesmo grupo da Táboa Periódica teñen o mesmo número de electróns de valencia, cando Mendeleyev colocounos en grupos é porque tiñan propiedades químicas similares, xa que logo podemos pensar que é ter os mesmos electróns de valencia o que lle confire un comportamento químico similar aos átomos dun mesmo grupo.

   Como se chaman os distintos grupos da Táboa Periódica e cantos electróns de valencia teñen?

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

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

Grupo 3 ao 12: Metais de transición.

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

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

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

Grupo 16: Calcóxenos ou anfíxenos (O, S, Se, Te) 6 e de valencia.

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

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

   A maioría dos elementos da Táboa Periódica son metais, os elementos que están sobre a diagonal que vai do B ao At son semimetais, e os elementos que están á súa dereita son non metais.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA E TÁBOA PERIÓDICA

   A Táboa Periódica foi unha forma intelixente de ordenar os elementos químicos que lle debemos ao ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev e ao alemán Julius Lothar Meyer. Os elementos están ordenados en columnas, que chamamos grupos, e en filas, que chamamos períodos. Os elementos están ordenados segundo dous criterios: en horizontal ordénanse en orde crecente do número atómico e en vertical polas súas propiedades químicas semellantes.

SIMULACIÓN: TABLA PERIÓDICA, en educaplus.org

TÁBOA PERIÓDICA COMPLETA CON NOMES

SIMULACIÓN: SÍMBOLOS DOS ELEMENTOS, en educaplus.org

SIMULACIÓN: TETRIS DA TÁBOA PERIÓDICA, en educaplus.org

SIMULACIÓN: PUZZLE DA TÁBOA PERIÓDICA, en educaplus.org

   Os elementos ordénanse en 18 grupos e 7 períodos. 

   Os dous primeiros grupos, en cor turquesa, teñen unha configuración electrónica que acaba en orbitais s. Lembra que o orbital s é único e pode albergar dous electróns. Chamaremos a estes grupos bloque s.

   Os últimos seis grupos, en cor maxenta, teñen unha configuración electrónica que acaba en orbitais p. Lembra que os orbitais p sempre aparecen en grupos de 3 e poden albergar seis electróns. Chamaremos a estes grupos bloque p.

   Os dez grupos que van do 3 ao 12, en cor gris, teñen unha configuración electrónica que acaba en orbitais d. Lembra que os orbitais d sempre aparecen en grupos de 5 e poden albergar dez electróns. Chamaremos a estes grupos bloque d.

   Por últimos os elementos dos períodos 6 e 7 que van despois do La e Ac forman 14 grupos que colocamos debaixo da Táboa Periódica para que esta non sexa demasiado longa. Estes grupos, en cor salmón, teñen unha configuración electrónica que acaba en orbitais f. Recorda que os orbitais f sempre aparecen en grupos de 7 e poden albergar catorce electróns. Chamaremos a estes grupos bloque f.

   A configuración electrónica está moi relacionada coa posición dos átomos na Táboa Periódica. Se sabemos a configuración electrónica podemos saber onde se atopa un átomo na Táboa. E se sabemos onde está na Táboa tamén podemos coñecer en que termina a configuración electrónica.

 

   Supón que non estás vendo a Táboa Periódica:

1) Cal é o grupo e período do elemento que termina coa seguinte configuración: [E] = ... 5p1 5p1 5p1 ?

   Se ten 3 electróns p, para calcular o grupo sumamos 2 do bloque s, 10 do bloque d e 3 do bloque p, en total dános o grupo 15. Se o orbital é 5p pertence ao periodo 5, xa que logo as súas coordenadas son grupo 15 e período 5.

2) Cal é o grupo e período do elemento que termina coa seguinte configuración: [E] = ... 5d1 5d1 5d1 5d1 ?

   Se ten 4 electróns d, para calcular o grupo sumamos 2 do bloque s e 4 do bloque d, en total dános o grupo 6. Si o orbital é 5d pertence ao periodo 6, xa que os orbitales d énchense logo dos s da capa seguinte, xa que logo as súas coordenadas son grupo 6 e período 6.

3) En que termina a configuración do elemento que está na intersección do grupo 2 e o período 4?

   Se o elemento está no grupo 2 pertence ao bloque s, se é o grupo 2 a configuración será s2. Se o período é o 4 o orbital s pertence á cuarta capa, o orbital s será o 4s. Xa que logo a configuración do elemento termina en:

[E] = ... 4s2

4) En que termina a configuración do elemento que está na intersección do grupo 13 e o período 3?

   Se o elemento está no grupo 13 pertence ao bloque p, xa que os dous primeiros grupos pertencen ao bloque s e os dez seguintes grupos ao bloque d, a partir de aí os grupos pertencen ao bloque p, si é o grupo 13 será o primeiro grupo do bloque p, a configuración será p1. Se o período é o 3 o orbital p pertence á terceira capa, o orbital p será o 3p. Xa que logo a configuración do elemento será termina en:

[E] = ... 3p1

5) En que termina a configuración do elemento que está na intersección do grupo 8 e o período 4?

   Se o elemento está no grupo 8 pertence ao bloque d, xa que os dous primeiros grupos pertencen ao bloque s e os dez seguintes grupos ao bloque d, se é o grupo 8 será o sexto grupo do bloque d, a configuración será d6. Si o período é o 4 o orbital d pertence á capa anterior, á terceira, xa que os orbitales s da capa superior énchense antes que os orbitales d desa capa, o orbital d será o 3d. Xa que logo a configuración do elemento será termina en:

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

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

Arriba Enunciados