Tema 2. estructura atómica y enlace quimico

Física e Química Primeiro Bacharelato - Nocturno
IES Santa Irene P Fraguela
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TEMA 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO.
1. Teoría Atómica de Dalton.
Las primeras teorías que pretendían explicar la estructura de la materia se re-
montan a la Grecia clásica. Leucipo y Demócrito postularon la existencia de partículas
indivisibles, átomos, que constituían la materia.
En el siglo XIX, Dalton defendía esta misma idea, estableciendo que:
 Toda la materia está formada por átomos que son partículas independientes,
inalterables e indivisibles.
 Todos los átomos de un elemento son iguales en masa y en el resto de pro-
piedades.
 Los átomos de elementos distintos son distintos.
 Los compuestos están formados por la unión de átomos de elementos distin-
tos, según una relación de números enteros sencilla.
 En las reacciones químicas, los átomos no se crean ni destruyen, solo se re-
distribuyen formando nuevos compuestos.
Esta teoría atómica, junto con las leyes ponderales, permitió que se desarrollara
la Química en el siglo XIX, pero posteriormente se comprobó que había ciertas suposi-
ciones que eran incorrectas.
2. Partículas subatómicas.
Diferentes experimentos sobre descargas eléctricas en gases a bajas presiones
permitieron comprobar que la afirmación de Dalton de que los átomos eran indivisibles
era incorrecta.
Así, si en un tubo al que se le había hecho vacío se provocaba una descarga eléc-
trica, lo que se denomina tubos de descarga de gases, se observa la emisión de luz pro-
veniente del cátodo, los rayos catódicos. Thomson identificó que la radiación producida
en los tubos generadores de rayos catódicos estaba formada por partículas negativas, es
decir, electrones, y determinó la relación de la carga a la masa. Posteriormente Milli-
kan, determinó la carga de los electrones. (me = 9,109·10-31
kg; qe = - 1,6·10-19
C)
Algo parecido ocurrió con el descubrimiento de los protones: Goldstein obtuvo
rayos canales, utilizando en el tubo de descarga un cátodo perforado. Estos rayos cana-
les están formados por partículas positivas, lo que llevó al descubrimiento del protón.
Posteriormente, Rutherford comprobó que la carga del protón era la misma que la del
electrón y su masa 1836 veces mayor. (mp = 1,673·10-27
kg; qp = + 1,6·10-19
C)
En cuanto al neutrón, hay que esperar hasta 1932 para que Chadwick lo descu-
bra, debido a que al ser neutro no interactúa con campos eléctricos. (mn = 1,675·10-27
kg)
3. Modelos atómicos.
A raíz de estos descubrimientos experimenta-
les surgieron distintos modelos que intentaban expli-
car la estructura de la materia.
El primer modelo que surgió fue el que ideó
Thomson en 1900, cuando sólo se había descubierto
al electrón. Thomson supuso que los átomos eran
esferas macizas de carga positiva en donde estaban
incrustados los electrones, en número suficiente para
neutralizar la carga positiva.

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Rutherford realizó un experimento de bombardeo de una lámina de oro con par-
tículas alfa, a partir del cual propuso en 1911 su modelo. Hoy sabemos que las partícu-
las  son núcleos de Helio, es decir, están formadas por dos protones y dos neutrones.
Tienen por lo tanto mucha masa.
Al bombardear la lámi-
na de oro, Rutherford pretendía
comprobar que el modelo de
Thomson era válido, pues espe-
raba que todas las partículas 
rebotasen.
Pero el resultado del
experimento fue el contrario, la
mayor parte de las partículas
atravesaban la lámina, como si
ésta fuera transparente a dichos
rayos, solo unas pocas rebota-
ban.
Según el modelo de
Rutherford, la materia está
formada por átomos (de un
tamaño en torno a 10-10
m)
prácticamente huecos.
Los electrones giran en órbitas circulares alrededor de un núcleo pequeñísimo
(de un tamaño en torno a 10-14
m), en el que está concentrada la carga positiva y prácti-
camente toda la masa.
En el núcleo se agrupan los protones junto con los neutrones que evitan la ines-
tabilidad debida a la repulsión entre las partículas positivas. Para que sea eléctricamente
neutro, en los átomos debe haber el mismo número de protones que de electrones.
Se denomina número atómico, Z, al número de protones que posee en su nú-
cleo. Todos los átomos de un mismo elemento poseen igual número atómico. Si el áto-
mo es neutro, el número atómico también nos indica el número de electrones que posee.
Se denomina número másico, A, al número de protones más neutrones que po-
see en su núcleo. Se ha comprobado que no todos los átomos de un mismo elemento
poseen igual número másico.
Un isótopo es un átomo de un elemento que poseyendo el mismo número atómi-
co, se diferencia en su número másico, es decir, contiene un número diferente de neu-
trones. El número másico nos da la masa del átomo, pues los electrones apenas aportan
masa. Para determinar la masa atómica de un elemento, se utiliza como unidad de ma-
sa atómica la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12. 1 u = 1,66·10-27
kg.
Pero el modelo de Rutherford presenta problemas. Según la Física Clásica es
inestable, pues los electrones son cargas eléctricas en movimiento, y deberían emitir
energía, de acuerdo con lo que predice la teoría electromagnética de Maxwell, lo que
conlleva a que pierdan energía y terminen por precipitarse sobre el núcleo.
Por otra parte, con este modelo no pueden explicar los espectros atómicos, ya
que la emisión de energía de los electrones en su movimiento debería originar que los
espectros de emisión de los átomos fuesen continuos, y no discontinuos como en reali-
dad son.

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4. Radiación electromagnética. Espectro electromagnético.
El estudio de la estructura de los átomos se hace mediante la interacción de las
ondas electromagnéticas con la materia. Como resultado de estas interacciones se obtie-
nen los espectros. Un espectro es la descomposición de una onda formada por la suma
de ondas de diferentes frecuencias (o longitudes de onda) en cada una de esas ondas
simples.
Maxwell y Hertz descubren que las ondas electromagnéticas se propagan en el
vacío a una velocidad c = 300.000 km/s, la de la luz.
La longitud de onda, λ, es la distancia entre dos máximos o dos mínimos sucesi-
vos de una onda. Se mide en nanómetros (10-9
) o en Angstroms (1Å = 10 -10
m).
La frecuencia, , es el número de oscilaciones que pasan por cada punto en la
unidad de tiempo. Se mide en Hz o s-1
.
La velocidad de calcula:  c
El número de onda, k, es el número de oscilaciones que hay en cada unidad de
longitud. Se mide en m-1
:
c
k



1
El período, T, es el tiempo que tarda la onda en recorrer toda su longitud. Se mi-
de en segundos, s:

1
T
El espectro electromagnético es el conjunto de las radiaciones electromagnéti-
cas, y está formado por las por ondas de radio, microondas, ondas infrarrojas, ondas
luminosas (espectro visible), ondas ultravioletas, rayos X y rayos γ, que se ordenan en
función de su longitud de onda o de la frecuencia.
5. Orígenes de la Teoría Cuántica. Espectros atómicos.
A lo largo del siglo XIX se utilizó el análisis de los espectros como medio de
identificación de las sustancias químicas.
Los espectros pueden ser
de emisión o de absorción.
El espectro de emisión es
el producido al descomponer la
luz que emiten las sustancias
incandescentes o que han sido
convenientemente excitadas.
El espectro de absorción es el resultado de analizar la radiación que atraviesa
una sustancia, e indica las energías absorbidas por una sustancia.

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Cuando una radiación com-
puesta por varias longitudes de onda
atraviesa un cuerpo, éste va a absor-
ber ciertas longitudes de ondas, lo
que se manifiesta en rayas negras en
el espectro de absorción, que coin-
ciden con las rayas de color del es-
pectro de emisión de dicha sustan-
cia.
Se pueden obtener tres tipos de espectros: espectros en forma de un todo conti-
nuo (que era lo esperado según la Física Clásica), en forma de bandas determinadas y en
forma de rayas individuales.
Los espectros en forma de un todo continuo se obtienen de excitar sólidos, líqui-
dos o gases a alta presión. Esto sucede porque existen muchos átomos excitados que
irradian ondas de luz cuyas coloraciones parciales se amontonan produciendo la conti-
nuidad. Los espectros de bandas se obtienen al analizar sustancias moleculares. Pero si
se excitan gases a bajas presiones, es decir, con pocos átomos, se observa que el espec-
tro está formado por una serie de líneas, sin que exista una banda continua de colores.
El primer espectro que se interpretó, por ser el más sencillo, fue el del átomo de
hidrógeno. Rydberg, en 1900, dedujo una fórmula empírica (basada en una fórmula an-
terior de Balmer) para las líneas del espectro, en función del número de ondas, k:
)
11
(
1
22
mn
Rk 

n y m son números enteros mayores que 1, y siempre n < m. R es la constante de Ryd-
berg, R = 1,097 107
m-1
.
La existencia de los espectros discontinuos significa que los elementos emiten o
absorben solo unas determinadas frecuencias luminosas. En 1900, Planck sugiere que
los átomos se comportan como osciladores armónicos de frecuencia de oscilación dada,
y solo pueden absorber o emitir energía en cantidades proporcionales a su frecuencia de
oscilación. Planck supone que la energía que emite o absorbe un átomo está formada
por pequeños paquetes energéticos denominados cuantos o fotones.
La energía de cada uno de los cuantos emitidos o absorbidos por un átomo viene
dada por:


ch
hE

 , en donde υ es la frecuencia con la que oscila el átomo, c es la
velocidad de la luz en el vacío, λ, la longitud de onda, y h una constante fundamental
del universo, que vale: h = 6,626 10-34
J.s.
Ya que la energía del átomo puede aumentar o disminuir sólo en cantidades en-
teras h , eso significa que la energía de la radiación es discontinua y está cuantizada.
Estos cuantos o fotones son tan pequeños que macroscópicamente la luz nos parece con-
tinua. La energía de los fotones se suele expresar en electrón-voltio: 1 eV = 1,6·10-19
J
6. Modelo atómico de Bohr. Interpretación de los espectros. Números cuánticos.
Este modelo intenta compaginar el modelo planetario de Rutherford con la teoría
cuántica de Planck, con objeto de poder explicar los espectros atómicos que apuntaban a
la existencia de ciertos estados energéticos en los átomos.
El modelo se basa en tres postulados que Bohr enunció sin demostrar:
Primer postulado: En un átomo, el electrón solo puede tener ciertos estados de
movimiento definidos y estacionarios, con una energía fija y determinada, son las órbi-

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tas estacionarias en las cuales giran los electrones sin emitir energía (incumpliendo los
principios del electromagnetismo).
Segundo postulado: El electrón se mueve describiendo órbitas circulares, y sólo
son posibles aquéllas en las que el momento angular (L) del electrón es un múltiplo en-
tero de h/2π; es decir:
2
h
nmvrL  ,, donde n = 1, 2, 3,…
Aparece un número cuántico, n, cuantifica las magnitudes atómicas.
Tercer postulado: Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo (si
va hacia una órbita más exterior) o emitiendo (en caso contrario) un cuanto de radiación
electromagnética de energía igual a la diferencia existente entre las energías de las órbi-
tas inicial y final:
E fotón = E final – E inicial = h
El modelo de Bohr supuso un avance en la teoría atómica, pues introdujo el con-
cepto de número cuántico. Posibilitó la deducción teórica de la fórmula de Rydberg.
Pero presenta limitaciones: aun contenía principios de la mecánica clásica, este modelo
sólo es aplicable al átomo de hidrógeno y a estructuras con un solo electrón, y, además,
las órbitas electrónicas, al igual que las de los planetas, deberían ser elípticas y no circu-
lares como supone Bohr.
Por otra parte, los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas que el mo-
delo de Bohr no podía explicar. Así, al someter a un átomo a la acción de un campo
magnético, las líneas espectrales se desdoblan (efecto Zeeman), lo que indica la existen-
cia de más subniveles energéticos.
Para poder considerar las órbitas elípticas, Sommerfeld introdujo dos números
cuánticos: el principal y el número cuántico secundario o azimutal (l) que señala varios
subniveles energéticos para cada nivel.
El número de subniveles en un nivel es igual al número cuántico de éste. Así en
el nivel n = 1, hay un subnivel con número cuántico l = 0, que se denomina “s”. en el
nivel n = 2, hay dos subniveles, l = 0 y l = 1, que se denominan “s” y “p”. En n = 3 hay
3, l = 0, l = 1 y l = 2, que se denominan “s”, “p” y “d”.
El número máximo de l en cada nivel es n-1. l varía de 0 a n-1.
El desdoblamiento observado por Zeeman viene determinado por un tercer nú-
mero cuántico, m, o magnético, que supone diferentes energías para los subniveles se-
gún la orientación de la órbita en un campo magnético. m varía de –l a +l.
Posteriormente, en 1925, se observó el desdoblamiento en dos de cada línea es-
pectral, lo que llevó a introducir un último número cuántico llamado de spin (s), rela-
cionado con el momento de giro del electrón sobre sí mismo. El número cuántico s pue-
de tener dos valores s = + ½ y s = - ½ .
7. Orbitales atómicos.
La Mecánica cuántica desarrollada en los años 20 condujo al concepto de orbital,
que es la región del espacio en donde hay más probabilidad de encontrar al electrón.
La forma de los orbitales se obtiene representando superficies límites que englo-
ban zonas en las que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada.
Un orbital quede definido por los tres números cuánticos n, l y ml. El tamaño de
un orbital depende del número cuántico principal, n; su forma, del número cuántico se-
cundario, l, y la orientación del número cuántico magnético, m.
Todos los orbitales s (l = 0) tienen forma esférica, es decir que la probabilidad
de encontrar al electrón a cierta distancia del núcleo sólo depende de dicha distancia, y
no de la orientación.

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Los orbitales p (l = 1) están formados por dos lóbulos idénticos dirigidos a lo
largo de un eje (x, y o z), en los que la zona de unión entre ambos lóbulos coincide con
el núcleo atómico, y en ellas la probabilidad de encontrar al electrón se hace nula. Los
tres orbitales p (m = -1, m = 0 y m = +1) sólo se diferencian en el eje a lo largo del que
se extienden, y originan los orbitales px, py y pz.
Los orbitales d (l = 2) están forma-
dos por lóbulos orientados en cinco direc-
ciones distintas, originando los orbitales dxy,
dxz, dyz, dx2-y2 y dz2.
8. Configuraciones electrónicas.
1. Principio de exclusión de Pauli.
Un orbital atómico viene determinado por tres números cuánticos, mientras que
un electrón debe especificarse con cuatro, los tres del orbital en el que se mueve el elec-
trón más el de spin. El Principio de Pauli dice que en cada orbital sólo pueden existir
dos electrones con spines opuestos (apareados). Por lo tanto, no puede haber en un áto-
mo más de un electrón con los 4 números cuánticos iguales.
2. El orden de llenado de los orbitales.
Aufbau.
Es el orden energético creciente (Regla de
Madelung). De forma aproximada, se cumple que
cuanto mayor sea la suma n + l, mayor será la
energía del orbital; y a igualdad de valores de n +
l, tiene más energía el de mayor n.
La regla que establece el orden de llenado
es:
3. Regla de la máxima multiplicidad de Hund.
Los electrones al ocupar orbitales con el mismo valor de l, pero distinto m, se co-
locan de forma que estén desapareados (ocupar el mayor número de orbitales posibles).
Los electrones no apareados se colocan con spines paralelos.
Por ejemplo, si tenemos 3 electrones para llenar los orbitales 2p, se situará uno
en cada uno: 2px
1
2py
1
2pz
1
El número máximo de electrones en cada nivel energético es 2·n2.

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9. El sistema periódico.
La ordenación de los elementos se realiza a partir de la configuración electrónica
externa, pues las propiedades químicas dependen de los electrones externos y de mayor
energía, que se denominan electrones de valencia y que definen la reactividad química
de un átomo.
Los elementos se disponen ordenados según el número atómico y la configura-
ción formando grupos, períodos y bloques.
Los grupos o columnas reúnen elementos químicos que presentan una estructu-
ra electrónica similar en su nivel más externo. Existen 18 grupos. Algunos tienen nom-
bre propio:
ns1
: Alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.
ns2
: Alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
ns2
np1
: Térreos o boroideos: B, Al, Ga, In Tl.
ns2
np2
: Carbonoideos: C, Si, Ge, Sn, Pb.
ns2
np3
: Nitrogenoideos o pnicógenos: N, P, As, Sb, Bi.
ns2
np4
: Anfígenos o calcógenos: O, S, Se, Te, Po.
ns2
np5
: Halógenos: F, Cl, Br, I, At.
ns2
np6
: Gases nobles o inertes: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Los grupos en los que se van llenando los orbitales d, se denominan metales de
transición (sus configuraciones electrónicas van de ns2
(n-1)d1
a ns2
(n-1)d10
. Aquellos
grupos en los que se llenan los orbitales f (lantánidos y actínidos) se les llama metales
de transición interna o tierras raras.
Los períodos o filas agrupan a los elementos químicos con el mismo nivel ener-
gético superior (n). Hay 7 períodos, pero como en cada período se llenan diferentes or-
bitales, el número de elementos por período varía.
Primer período: dos elementos: H y He.
Segundo período: ocho elementos: del Li (Z = 3) a Ne (Z = 10), en los que se
llenan los orbitales 2s y 2p.
Tercer período: ocho elementos: del Na (Z = 11) a Ar (Z = 18), en los que se lle-
nan los orbitales 3s y 3p.
Cuarto período: 18 elementos: del K (Z = 19) a Kr (Z = 36). Se llenan los orbita-
les 4s, 4p y 3d, aparecen los 10 primeros elementos de la parte central de la tabla: Sc,
Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn.
Quinto período: 18 elementos: del Rb (Z = 37) a Xe (Z = 54), llenándose los or-
bitales 5s, 5p y 4d, aparecen otros 10 elementos de la parte central de la tabla.
Sexto período: 32 elementos: del Cs (Z = 55) a Rn (Z = 86), llenándose los orbi-
tales 6s, 6p, 5d (con 10 elementos de la parte central de la tabla) y los 4f con 14 elemen-
tos, que son los lantánidos, del Cerio (Ce) al Lutecio (Lu).
Séptimo período: Puede contener 32 elementos, pero está incompleto, llenándose
los orbitales 7s, 7p, 6d y 5f. En este período están los 14 elementos actínidos desde el
Torio (Th) al Laurencio (Lr).
La división por bloques se basa en la periodicidad orbital. Hay cuatro bloques:
los elementos cuyos últimos electrones ocupan orbitales s, los que ocupan orbitales p,
los d y los f.
Bloque s: Aquí se diferencia los elementos de n = 1 de los otros. El H presenta
un núcleo de gran densidad de carga que impide la cesión fácil del electrón. Por otra
parte el He, al tener el nivel completo, se comporta como gas noble.
Bloque p: En este bloque están los elementos que completan los orbitales p.

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Bloque d: Formado por los elementos llamados de transición, pues están en el
tránsito entre los s y los p. Van completando los orbitales d.
Bloque f: Formado por los elementos denominados de transición interna, y hay
dos familias: los lantánidos (llenan los orbitales 4f) y los actínidos (completan los 5f).
Los elementos del sistema periódico también pueden clasificarse en función de
su carácter metálico. La mayoría de los elementos son metales (más de 80). A la dere-
cha del sistema están los no metales, y situados en una franja diagonal están los meta-
loides: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At, con propiedades intermedias.
10. Propiedades periódicas.
10.1. Radios atómicos e iónicos.
El radio de un átomo depende del número cuántico, n, y varía:
▪ El radio aumenta al descender en el grupo, pues aumenta n, y los electrones se
sitúan en orbitales de mayor tamaño y más alejados del núcleo.
▪ En los períodos cortos (n < 4) el radio disminuye de izquierda a derecha, es
decir, desde que se llena el s1
hasta el s2
p6
, para un mismo valor de n. Esto es
así porque los electrones se sitúan en el mismo nivel energético (por lo que
habrá un pequeño aumento de tamaño), pero al ir hacia la izquierda Z aumenta
(es decir, la carga del núcleo) y los electrones tienden a acercarse al núcleo,
reduciendo el tamaño del átomo.
Los radios iónicos difieren mucho de los radios atómicos. Si un átomo pierde
electrones se convierte en un ión positivo y tendrá un radio menor (por la pérdida de los
electrones y por el aumento de la carga nuclear efectiva que supone esta pérdida). Si un
átomo gana electrones, se convierte en un ión negativo y aumenta su radio.
10.2. Energía de ionización.
La energía de ionización, o potencial de ionización, es la energía necesaria para
extraer un electrón de un elemento en su estado fundamental y en estado gaseoso, para
llevarlo fuera de la atracción del núcleo (al infinito).
X(g) + EI1  X+
(g) + e-
La segunda energía de ionización (EI2) corresponderá al proceso de extracción
del segundo electrón:
X+
(g) + EI2  X2+
(g) + e-
El valor de las siguientes energías de ionización de un elemento irá aumentando,
pues cada vez costará más extraer un electrón del átomo (pues aumenta la carga nuclear
efectiva). Al considerar las distintas energías de ionización de un elemento, llega un
momento en el que se produce un salto brusco que es cuando se pretende extraer un
electrón de un ión que ha alcanzado la estructura de gas noble.
La energía de ionización disminuye al descender en el sistema periódico, debido a
que con el aumento de n, el electrón exterior se aleja del núcleo, por lo que disminuye la
fuerza de atracción.
La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, ya que en un mismo
período los electrones externos se sitúan en el mismo nivel energético, pero al despla-
zarnos por el período Z aumenta y con ello el número de protones en el núcleo.
Los elementos con menor energía de ionización son los alcalinos. El Cs es capaz
de producir fotoelectricidad si se expone a la luz visible.

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10.3. Electroafinidad o afinidad electrónica.
Es la energía desprendida o absorbida en el proceso por el cual un elemento en
su estado fundamental, y como gas, recibe electrones para intentar completar su nivel
electrónico:
Y(g) + e-
 Y-
(g) + EA
En la mayoría de los elementos, salvo los alcalinotérreos y los gases nobles, se
trata de una energía desprendida; por lo menos la primera electroafinidad.
La electroafinidad varía como la energía de ionización: disminuye, en valor ab-
soluto, al descender en el sistema periódico, es decir, al aumentar n.
Y aumenta de izquierda a derecha, pero este aumento no es lineal, produciéndose
máximos relativos una posición antes que los de la energía de ionización, en los orbita-
les p2
y p5
(y electroafinidad positiva en s2
y en p6
).
10.4. Electronegatividad.
La electronegatividad de un elemento nos indica el poder que tiene un átomo de
dicho elemento para atraer los electrones que le mantienen unido a otro átomo. Es una
propiedad que se refiere al elemento cuando está formando un enlace.
La escala de Pauling para medir la electronegatividad es la más usada. Calcula la
electronegatividad a partir de las energías de enlace, pues éstas son mayores a medida
que las diferencias de atracción por los electrones también lo son.
El F es el elemento más electronegativo y se le atribuyó arbitrariamente el valor
de 4,0. El Cs es el de menor electronegatividad y se le concedió el valor de 0,7. Los
demás valores se van calculando usando la relación con la energía de enlace. Los ele-
mentos metálicos son los que tiene electronegatividades hasta 2,0.
La electronegatividad es fundamental a la hora de interpretar y seleccionar el ti-
po de enlace que forman dos átomos. Si hay una diferencia de electronegatividades ele-
vadas (superior a 1,7), se trata de un enlace iónico, en el que el elemento más electrone-
gativo gana electrones. Si esa diferencia es menor de 1,7, el enlace es covalente y se
comparten los electrones.
10.5. Carácter metálico.
Las características que presentan los elementos según su carácter metálico son:
Metales: En estos elementos la fuerza de atracción del núcleo sobre los electro-
nes externos es débil, ya que presentan valores bajos de energía de ionización, de afini-
dad electrónica y de electronegatividad. Tienen tendencia a perder electrones; son ele-
mentos electropositivos.
No metales: Atraen fuertemente sus electrones externos, por lo que sus energías
de ionización, afinidades electrónicas y electronegatividades son altas. Tienen tendencia
a ganar electrones.
Semimetales: Presentan propiedades intermedias.
El carácter metálico varía aumentando al desplazarnos hacia la izquierda y aba-
jo. El carácter no metálico aumenta al desplazarnos hacia la derecha y hacia arriba.
11. Enlace químico.
Los átomos se unen entre sí buscando una mayor estabilidad, lo que se traduce
en un mínimo energético en el sistema. Una estructura especialmente estable es la es-
tructura de gas noble. Los primeros modelos que trataron de explicar el enlace se basa-
ban en la suposición de que los átomos tienen una capa electrónica externa que puede
contener hasta 8 electrones: ns2
np6
. Este octeto de electrones representa una disposición
electrónica estable.

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Así, el potasio y el cloro se unirán cediendo un electrón el K y aceptándolo el
cloro, formando el KCl, de tal forma que ambos elementos adquieran la configuración
de gas noble.
Pero esta regla no se cumple siempre; por ejemplo, en el H2, o en los elementos
a partir del tercer período, que tienen orbitales d. Por ejemplo, el PCl5, el fósforo está
unido a 5 átomos de cloro, por lo que tendrá 10 electrones a su alrededor.
Desde el punto de vista energético, se forma un enlace entre dos átomos si la si-
tuación final conduce a una disminución de energía de ambos átomos. Esta disminución
de energía es la energía de enlace, que nos informa de la mayor o menor interacción
entre los átomos que forman el enlace. Los enlaces son más fuertes cuanto menor es el
mínimo energético que se alcanza con la unión.
Para visualizar la formación y características de los enlaces químicos se usan las
curvas de Morse, obtenidas experimentalmente, y que muestran la variación de la ener-
gía que experimenta un sistema de dos átomos en función de la distancia que los separa
y de las fuerzas de interacción que surgen entre ellos.
Si los dos átomos están separados,
no ejercen entre sí ninguna influencia
mutua, y el sistema tiene energía inicial
nula. Si ambos átomos se van aproxi-
mando empiezan a ponerse de manifies-
to las fuerzas atractivas de unos núcleos
sobre las nubes electrónicas de los otros,
lo que produce una disminución energé-
tica que tiende a estabilizar el sistema.
A medida que disminuye la distan-
cia interatómica comienzan a interaccio-
nar las nubes electrónicas entre sí, me-
diante las fuerzas repulsivas, cuyo efecto
es más destacado a cortas distancias.
Como consecuencia el sistema se deses-
tabiliza progresivamente, aumentando su
energía asintóticamente hacia valores
positivos.
Si se representa el conjunto de las dos interacciones, se obtiene la curva de esta-
bilidad energética. Existe una determinada distancia internuclear para la cual el sistema
es más estable, pues son máximas las fuerzas atractivas y mínimas las fuerzas repulsi-
vas; es la distancia de enlace, d0.
A esta distancia le corresponde un valor energético mínimo que es la energía que
se desprende en la formación del enlace, Eenlace.
Si se le comunica al sistema una energía igual o mayor que Eenlace, lograremos
separar los átomos. Esa es la energía de disociación.
12. Enlace covalente.
El enlace covalente se origina al unirse elementos no metálicos entre sí, es decir,
entre átomos de electronegatividades semejantes y altas (los situados a la derecha de la
tabla). Se produce entre átomos que son incapaces de ceder electrones pero que los ne-
cesitan para completar el octeto. Esto se consigue compartiendo los electrones entre los
distintos átomos, de manera que la energía del sistema disminuye respecto de la que
tenían los átomos por separados. Los electrones que intervienen en el enlace son los más
externos, denominados “de valencia”. Los átomos se enlazan uniendo los electrones

11
necesarios, mediante enlaces simples, dobles o triples, de manera que al final cada áto-
mo esté rodeado de 8 electrones.
Para representar estas uniones se usan las estructuras de Lewis, en las que los
átomos se representan por sus símbolos rodeados por unos puntos que representan los
electrones del último nivel, o por rayas que representan pares de electrones. Ejemplo:
Se denomina covalencia al número de electrones compartidos por cada elemento
en un compuesto covalente.
12.1. Resonancia.
Se dice que hay resonancia en el enlace covalente cuando la disposición electró-
nica de compartición de electrones asignada a una forma molecular no corresponde con
sus propiedades experimentales.
Por ejemplo, el SO2 presenta dos formas resonantes, en cada una de ellas, el oxí-
geno está ligado al azufre por un enlace doble y otro simple.
Pero experimentalmente se comprueba
que el SO2 presenta estructura angular con los
dos oxígenos unidos al azufre por el mismo
tipo de enlace, que tiene características inter-
medias entre uno simple y uno doble.
Se considera que la estructura de la molécula es una mezcla (llamada híbrido de
resonancia) de todas las formas estructurales propuestas, llamadas formas resonantes o
canónicas. Esta situación ocurre en moléculas con dobles enlaces alternados con sim-
ples. Los híbridos de resonancia se obtienen por migración de los electrones que inter-
vienen. Las formas resonantes conllevan un aporte energético negativo (energía de re-
sonancia) que produce una disminución energética que estabiliza el sistema. Cuantas
más formas existan más deslocalizados estarán los electrones y la energía del sistema
será menor.
12.2. Excepciones a la teoría del octeto.
 Moléculas que no consiguen completar el octeto.
Ejemplo: combinaciones binarias de B y Al (ns2
np1
)
con elementos no metálicos monovalentes, como en
el caso del AlCl3, BF3, AlF3, BCl3.
▪ Moléculas que amplían el octeto.
Se trata de moléculas poliatómicas que tienen un átomo central con tamaño y
capacidad suficientes para alojar más de 8 electrones a su alrededor y amplían el octeto.
Esto origina elementos con covalencia múltiple, es decir, con diferentes capacidades
combinativas compartiendo electrones.
Ejemplo el PCl5 (pero no existe el NCl5,
el P tiene orbitales d vacíos y el N no), o
el SF6.
La covalencia 5 del P se justifica por la
promoción de electrones a niveles supe-
riores: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p3
3d0

12
12.3. Enlace covalente coordinado.
En algunas moléculas puede darse la situación de que los dos electrones con que
se forma el enlace sean aportados por el mismo átomo. Es el enlace coordinado o dati-
vo. El átomo que pone a disposición el par de electrones se llama dador y el que los
toma es el aceptor. Se representa por una raya con una flecha que sale del dador.
Las condiciones para que se dé este enlace es que el aceptor disponga de sitio
(huecos en el octeto) o alguna deficiencia electrónica, y que no haya impedimentos de
tamaño.
Ejemplo: el NH3. El N comparte 3 pares
de electrones y le queda uno. Puede ac-
tuar de dador frente al protón H+, que
sería el receptor. Se formarían tres enla-
ces covalentes entre los 3 H y el N, y un
enlace covalente coordinado entre el N y
el H+. En la realidad no se pueden dis-
tinguir uno de otro: NH4
+.
Los trihaluros de B y Al pueden actuar
de aceptores con el NH3.
12.4. Polaridad del enlace.
Se produce un enlace polar cuando se enlazan dos átomos de distinta electrone-
gatividad. El más electronegativo atrae hacia sí la nube electrónica del enlace creando
con ello un desequilibrio electrostático. Va a aparecer un exceso (densidad, δ-
) de carga
negativa sobre el más electronegativo y un defecto de carga (densidad positiva δ+
) en el
otro. Se crea así un dipolo eléctrico.
Dado que las moléculas pueden tener más de un enlace, el momento dipolar de
las moléculas no siempre coincide con el del enlace. Sólo coincide en el caso de molé-
culas diatómicas. Para calcular la polaridad total de la molécula se calcula el momento
dipolar resultante de combinar vectorialmente los momentos dipolares o dipolos de los
enlaces.
Ejemplos de moléculas polares son: H2O; NH3; HF, etc.
Puede ocurrir que aun teniendo las moléculas enlaces polares, el resultado global
puede ser de apolaridad. Por ejemplo, el enlace C-H es polar, en cambio la molécula de
metano, CH4, es apolar, debido a que los momentos dipolares de C-H sin iguales y se
anulan entre sí.
12.5. Propiedades de las sustancias covalentes.
Los compuestos covalentes pueden presentarse en forma molecular o como re-
des cristalinas, variando mucho sus propiedades entre sí.
Las sustancias moleculares son aquéllas en las que se unen pocos átomos entre
sí, constituyendo moléculas que a temperatura ambiente están en forma gaseosa (O2,
H2, N2, CH4, NH3, HCl, SO2, NO2, etc.), líquida (H2O, Br2, CH3-CH2OH, CH3-
COOH, etc.) o sólida (I2, naftaleno, glucosa, etc.). Esto es así porque las fuerzas inter-
moleculares son débiles, originando puntos de fusión y ebullición poco elevados. De
hecho, muchas sustancias sólidas subliman fácilmente (como el ácido benzoico, el naf-
taleno, el alcanfor, etc.). Son blandos y fácilmente deformables.
La solubilidad de estos compuestos, cuando son apolares, es elevada en disol-
ventes apolares (como el CCl4) y nula su capacidad conductora.
Pero en las sustancias polares, cuanto mayor es su polaridad mayor son sus pun-
tos de fusión y ebullición, así como su solubilidad en disolventes polares (como el H2O)
y su conductividad eléctrica.

13
Las redes covalentes son sustancias formadas por un número muy elevado de
átomos unidos entre sí. Se trata de cristales cuyos átomos están enlazados covalente-
mente. Están formadas a partir de C o Si.
Estructura del diamante Estructura del grafito
El C puede presentarse en forma de diamante con disposición tetraédrica; o gra-
fito componiendo hexágonos unidos en dos direcciones formando láminas.
Como las redes que forman los sólidos covalentes macromoleculares son extre-
madamente rígidas presentan elevados puntos de fusión y ebullición, son duros, malos
conductores e insolubles.
El silicio en el SiO2, puede formar redes covalentes reticulares originando un só-
lido duro de alto punto de fusión. En cambio el C, de la misma familia que el Si, en el
compuesto análogo CO2, éste es molecular, con un punto de fusión de -56 ºC.
13. Fuerzas intermoleculares.
Son las interacciones que se establecen entre las propias moléculas. No se consi-
deran propiamente enlaces, sino sólo fuerzas de atracción; sin embargo, estas fuerzas
afectan grandemente a las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
13.1. Fuerzas de Van der Waals.
Son fuerzas de tipo electrostático, de carácter débil, que unen a las moléculas
tanto polares como apolares. A pesar de su debilidad, si no existiesen, las sustancias
formadas por moléculas apolares no podrían licuarse ni solidificarse.
Las moléculas dipolares, como el CO, orientan los dipolos en sentido contrario y
se atraen mutuamente. También se puede producir entre una molécula dipolar y otra
apolar (HCl y Cl2), o incluso entre moléculas apolares (como el I2), cuando se originan
dipoles instantáneos, debido al desplazamiento de la nube electrónica que rodea un áto-
mo, lo que induce un dipolo en una molécula que esté próxima, provocando que se
atraigan.
13.2. Enlace de hidrógeno.
También llamado puente de hidrógeno, se produce cuando el hidrógeno está
unido a un átomo muy electronegativo y pequeño (F, O, N). El elemento unido al hi-
drógeno atrae gran parte de la carga del enlace dejando una fuerte densidad de carga
positiva sobre el átomo de hidrógeno y negativa sobre sí. Esto posibilita que se unan las
moléculas entre sí por atracción electrostática.
Los compuestos que experimentan estas interacciones presentan como principal
anomalía altos valores de puntos de fusión y ebullición. El puente de hidrógeno es res-
ponsable del estado líquido del agua a temperatura ambiente. La masa molecular del
agua es 18 y la del SH2 es 34, en cambio el sulfuro de hidrógeno es un gas, pues no
forma los puentes de hidrógeno.

14
De todas formas, los puentes de hi-
drógeno son interacciones débiles y, en el
agua líquida, la agitación térmica impide
que esas uniones afecten a todas las molécu-
las.
Pero al disminuir la temperatura, la fuerza de los puentes de hidrógeno es sufi-
ciente para ordenar las moléculas en una gran estructura donde quedan muchos espacios
vacíos, por eso la densidad del hielo es menor que la del agua líquida.
14. El enlace iónico.
La formación de iones se produce cuando un elemento metálico muy electropo-
sitivo se encuentra en las proximidades de uno no metálico muy electronegativo. El
elemento no metálico capta uno o más electrones del otro, formando un ion cargado
negativamente (anión) mientras que el metálico cede los electrones transformándose en
un ion positivo (catión).
En el enlace iónico no existen moléculas. En la formación de los compuestos ió-
nicos interviene una energía, que es la energía de formación del cristal por atracción
electrostática o energía de red, que se produce cuando un gran número de cationes y
aniones se atraen entre sí originando un cristal.
En un cristal iónico cada ion está rodeado de iones de signo contrario. Los iones
están prácticamente en contacto entre sí, lo que explica que estas sustancias sean in-
compresibles. Estos iones no pueden moverse libremente pues están en sus posiciones
fijas distribuidas ordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes
espaciales. El índice de coordinación es el número de iones de un signo que rodean a un
ion de signo opuesto.
Para el NaCl, por ejemplo, la relación de cargas del catión al anión es 1:1. El Cl-
puede rodearse de 12 iones Na+
, pero el tamaño del Na+
hace que solo quepan 6 iones
Cl-
, siendo este valor mínimo el que limite el índice de coordinación del NaCl. Se forma
una estructura cúbica centrada en las caras (CCC), cuya fórmula debería ser Na6Cl6.
En el caso del CsCl, co-
mo ambos iones tienen un ta-
maño parecido (es mayor el Cs
e influye en que se deforma la
estructura, se hace más grande)
y la estructura es cúbica simple.
14.1. Propiedades de las sustancias iónicas.
Se trata de sustancias sólidas, pues su forma natural es la red cristalina.
Dureza: Son sustancias muy duras. La dureza es la resistencia de un material a
ser rayado. Para rayarlas hay que romper enlaces que son fuertes debido a su naturaleza
electrostática.
Sus puntos de fusión y ebullición son altos, puesto que su estado cristalino, con
alta energía de red, es muy estable, y es necesario altas temperaturas para romperlo. El
punto de fusión depende de la carga iónica, a través de la energía de red. Así, los óxidos
tienen mayor temperatura de fusión que los haluros.

15
Solubilidad: Son muy solubles en disolventes de tipo polar, como el agua, ya
que las moléculas de éstos rodean a los iones de la red produciendo interacciones de
tipo electrostático lo suficientemente grandes como para separarlos del cristal. La solu-
bilidad en un disolvente va a depender, entonces, de dos factores: de la energía de red,
que lo mantiene en su estado, y de la energía de solvatación (o de hidratación en el
caso del agua), que es la energía liberada por la interacción entre los iones y el disolven-
te. La solvatación es el proceso simultáneo a la disolución, por el que las moléculas po-
lares del disolvente rodean al ión ya separado del cristal.
Las sustancias apolares no son capaces de disolver los cristales iónicos.
La conductividad eléctrica será nula para las sustancias iónicas, pues sus iones
carecen de movilidad al estar unidos en la red. En cambio cuando están disueltas o fun-
didas, la conductividad es muy grande por la gran movilidad que presentan para despla-
zarse influidas por un campo eléctrico.
Densidad: Los compuestos iónicos tienen densidades relativamente pequeñas,
entre 1,9 g/cm3
(KCl) y 4,8 g/cm3
(BaF2). Esta propiedad depende del empaquetamiento
y de los radios iónicos que determinan el volumen de la celdilla unidad y de la masa de
los iones integrados en ésta.
15. Enlace metálico.
El primer modelo del enlace para el enlace metálico fue el modelo de gas elec-
trónico.
Este modelo explica alguna de las propiedades de los metales, que son diferentes
a las de las demás sustancias. Los metales son sólidos, brillan, presentan puntos de fu-
sión elevado, son duros y muy densos (debido a que forman estructuras cristalinas muy
compactas), maleables (forman láminas) y dúctiles (forman hilos) y, sobre todo, condu-
cen la electricidad y el calor.
Como las estructuras cristalinas de los metales son parecidas a las de los com-
puestos iónicos, se pensó en un modelo en el que los iones positivos ocupan la red cris-
talina y los electrones libres, formando un gas electrónico, se mueven libremente por el
cristal, lo que justifica la conductividad eléctrica y el brillo (por la absorción libre de
energía). Los electrones del gas electrónico no pertenecen a átomos individuales sino
que todos ellos son comunes al conjunto de los átomos de la red. Para que esto sea posi-
ble, los metales deben tener bajas energías de ionización y poseer orbitales de valencia
vacíos, para que los electrones puedan moverse con facilidad.
Los metales adoptan tres tipos de redes:
Cúbica centrada en el cuerpo: El número de coordinación es de 8. Cristalizan así
los metales alcalinos, el Fe, el Ba.
Cúbica centrada en las caras: El número de coordinación es de 12. Cristalizan así
los metales Cu, Ag, Au, Ca, Sr, Al.
Hexagonal compacta: El número de coordinación es de 12. Cristalizan así los
metales Be, Mg, Zn, Cd. Ti.
15.1. Propiedades de los metales.
Las propiedades de los metales son consecuencia de su electronegatividad, su es-
tructura y del tipo de enlace.
Presentan números de oxidación positivos, por lo que se oxidan fácilmente. Só-
lo unos pocos se encuentran en la naturaleza en estado puro (Au, Cu, Ag), los demás
están oxidados y deben reducirse para que su estado de oxidación sea cero.
Todos son sólidos (menos el Hg) a temperatura ambiente y presentan puntos de
fusión y ebullición muy variados (el punto de fusión del W 3380 ºC y el del Ga 29 ºC).

16
Conductividad eléctrica. Son buenos conductores debido a la movilidad de los
electrones de valencia. La conductividad de los metales disminuye al aumentar la tem-
peratura, debido al movimiento de los iones positivos que dificulta la movilidad de los
electrones. A temperaturas próximas al cero absoluto se observa el fenómeno de la su-
perconductividad.
Conductividad térmica. Son buenos conductores del calor, ya que la energía
cinética de los electrones se trasmite a todo el metal, debido a la movilidad de los elec-
trones.
Brillo. Presentan la capacidad de absorber, y luego reemitir, prácticamente todas
las longitudes de onda de la luz visible. El Cu y el Au no reemiten una parte de la radia-
ción azul que reciben, por lo que tienen un aspecto amarillento dorado.
Densidad elevada, debido a sus elevados índices de coordinación que presentan
los cristales. Aun así hay metales con densidades bajas (Li, Na, Al…). El Osmio tiene
una densidad de 22,6 g/cm3
.
Maleabilidad y ductilidad, debido a que cualquier plano de átomos del cristal
puede desplazarse sin que se alteren las fuerzas de unión de los átomos. Al aplicar una
fuerza, la red no se rompe, sino que se desplazan los iones positivos.
Los metales también presentan capacidad de emisión de electrones (efecto foto-
eléctrico y termoiónico) y de formación de aleaciones. Las aleaciones son combinacio-
nes de metales entre sí, o con algunos elementos no metálicos, como el C. El acero es
una aleación del Fe con C, hasta un contenido alrededor del 1,7 % en C. Las combina-
ciones Fe-C hasta el 6,67 % de C se denominan fundiciones. El bronce es una aleación
de cobre con estaño. Las aleaciones permiten mejorar las propiedades de los metales
(sobre todo su resistencia mecánica, resistencia a la oxidación, propiedades magnéticas,
etc.)
PROBLEMAS Y ACTIVIDADES.
1. Indica la composición del núcleo y la corteza de los siguientes átomos:
a. K (Z = 19; A = 39)
b. P (Z = 15; A = 31)
2. Sabiendo que el ion de carga +3 de un átomo contiene 26 protones y 30 neutro-
nes, indica sus números másico y atómico, así como la cantidad de electrones
que presenta.
3. Un ion del elemento aluminio (Z = 13, A = 27) contiene 10 electrones. Indica la
carga del ion y cuántos neutrones contiene.
4. Un ion de un átomo con número de oxidación −1 contiene 17 protones y 18 neu-
trones. Indica sus números atómico y másico, así como la cantidad de electrones
que contiene.
5. Indica el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos o
iones: (*)
a. Ar (Z = 18, A = 40)
b. Sb (Z = 51, A = 122)
c. Cl−
(Z = 17, A = 35)
d. Fe3+
(Z = 26, A = 56)
6. Se sabe que una muestra de de 5,00 g de un elemento puro contiene 5,40·1022
átomos de dicho elemento. Calcula su masa atómica.
7. La masa atómica del oxígeno es de 15,999 u. Si existen tres isótopos de este
elemento en la naturaleza, el de masa 16 u con una abundancia del 99,760 %, el
de masa 17 u con una abundancia del 0,036 % y un tercero con una abundancia
del 0,198 %, indica la masa de este tercer isótopo.

17
8. Un isótopo del boro tiene una masa de 1,83 · 10−23
g. Calcula su masa en uma.
9. El átomo de potasio tiene una masa de 39,10 uma. Calcula cuántos átomos de
potasio hay en una muestra que contiene 5,00 g de este elemento.
10. El vanadio, de número atómico 23, se encuentra en la naturaleza formando dos
isótopos con masas iguales a 50,0 y 51,0 uma. (*)
a. Determina el número de neutrones y de protones que tiene cada uno de
los isótopos.
b. Calcula la abundancia relativa de los dos isótopos si la masa atómica,
que aparece en la tabla periódica, del vanadio es igual a 50,94 uma.
11. El espectro visible corresponde a radiaciones de longitud de onda comprendida
entre 450 y 700 nm.
a. Calcula la energía correspondiente a la radiación visible de mayor fre-
cuencia. (c = 3·108
m/3; h = 6,63·10-34
J·s)
b. Razona si es posible o no conseguir la ionización del átomo de litio con
dicha radiación. (energía ionización Li: 5,40 eV; 1 eV = 1,6·10-19
J)
12. Si se trabaja con luz láser de 500 nm, ¿cuál es la energía y la frecuencia de cada
fotón emitido?
13. Un elemento emite una energía de 15 eV tras excitarlo convenientemente. ¿Cuál
es la frecuencia y la zona del espectro a que corresponde dicha radiación?
14. Calcula la frecuencia y longitud de onda de un fotón de luz azul de 4,40·10–19
J.
15. Calcula la longitud de onda de los siguientes tipos de radiación electromagnéti-
ca: radiación microondas de frecuencia 2,00 · 1011
Hz, luz verde de 5,50 · 1014
Hz, luz violeta de 6,80 · 1014
Hz y rayos X de 3,00 · 1018
Hz. (*)
16. Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa al menos de
4,20 eV. Determina la frecuencia de la radiación utilizada.
Si se dispone de luz naranja de 600 nm, ¿se podría conseguir la ionización del
rubidio con esta luz?
17. Calcula la energía y longitud de onda de una radiación cuya absorción posibilita
el salto de un electrón del átomo de hidrógeno desde el nivel n = 2 al n = 3. (R =
1,097 ·107
m-1
) (*)
18. El color amarillo de la luz de sodio posee una longitud de onda de 5 890 Å. Cal-
cula en eV la diferencia energética correspondiente a la transición electrónica
que se produce.
19. Se ha observado que los átomos de hidrógeno en su estado natural son capaces
de absorber radiación ultravioleta de 1 216 Å. ¿A qué transición electrónica co-
rresponde esta absorción?
20. La energía necesaria para ionizar el átomo de sodio es 498,07 kJ mol–1
. Calcula
la frecuencia de la radiación capaz de efectuar dicha ionización. Determina si es-
ta pertenece al espectro visible, al infrarrojo o al ultravioleta, sabiendo que la
longitud de onda de la luz visible en el vacío está comprendida entre 3900 y
7800 Å.
21. El electrón del átomo de hidrógeno pasa del estado fundamental de energía E1 =
–13,6 eV al n = 3. Indica la energía de este nivel.
22. Sabiendo que la energía que posee el electrón de un átomo de hidrógeno en su
estado fundamental es de 13,625 eV, calcula:
a. Frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el hidrógeno.

18
b. Longitud de onda en nm y la frecuencia de la radiación emitida cuando
el electrón pasa del nivel n = 4 al n = 2.
23. Se observa que en el espectro del átomo de hidrógeno hay una línea que se co-
rresponde a una absorción energética de 4,60 · 10–19
J. Se pide:
a. Longitud de onda de la radiación absorbida correspondiente a la transi-
ción asociada a esta línea.
b. Si el nivel superior de dicha transición es n = 5, ¿cuál es el número cuán-
tico del nivel inferior?
24. Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e io-
nes siguientes: Al3+, K, Br– y Si.
25. Considera un átomo neutro con la siguiente configuración electrónica: 1s2
2s2
2p6
4s1
. ¿Cuál es su número atómico? ¿Cuál es su configuración electrónica más
estable? ¿Absorbe o desprende energía cuando pasa a tener dicha configuración?
Razona las respuestas.
26. Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e io-
nes siguientes: N3−
, Mg2+
, Cl–
, K+
y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? (*)
Datos: números atómicos, N = 7; Mg = 12; Cl = 17; K = 19; Fe = 26.
27. ¿Cuántos electrones caben en los orbitales del nivel n = 3? Dibuja el diagrama
del nivel con sus subniveles, indicando además la colocación de los posibles
electrones.
28. Para cada uno de los siguientes apartados, indica el nombre, símbolo, número
atómico y configuración electrónica del elemento de masa atómica más bajo que
tenga:
a. Un electrón d.
b. Dos electrones p.
c. Diez electrones d.
d. Un orbital s completo.
29. Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de las siguientes es-
pecies: S2–
, Ca2+
, F–
y Al.
30. De las siguientes configuraciones electrónicas, di cuáles corresponden a estados
fundamentales o excitados y a qué elementos químicos (átomos neutros):
a. 1s2
1p6
2p3
.
b. 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
4s1
.
c.1s2
2s2
2p6
2d10
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
.
d.1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
.
31. Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48, escribe la configuración
electrónica en el estado fundamental de estos elementos. Explica si el elemento
de número atómico 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo grupo que los
elementos anteriores. ¿Qué característica común presentan en su configuración
electrónica los elementos de un mismo grupo? (*)
32. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos
neutros: A (1s2
2s2
2p2
), B (1s2
2s2
2p5
), C (1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
), D (1s2
2s2
2p4
), indica razonadamente:
a. Grupo y periodo al que pertenece cada elemento.
b. El elemento de mayor y el de menor energía de ionización.
c. El elemento de mayor y de menor radio atómico.
33. Los números atómicos de tres elementos A, B y C son, respectivamente, Z – 1, Z
y Z + 1. Sabiendo que el elemento B es el gas noble que se encuentra en el tercer
periodo (argón), responde razonadamente a las cuestiones siguientes:

19
a. ¿En qué grupo de la tabla periódica se encuentran los elementos A y C?
¿Cuál de estos dos elementos presenta una energía de ionización mayor?
b. ¿En qué periodo se encuentran los elementos A y C? ¿Cuál de estos ele-
mentos presenta un radio atómico mayor?
34. Dado el elemento A (Z = 17) justifica cuál o cuáles de los siguientes elementos,
B (Z = 19), C (Z = 35) y D (Z = 11):
a. Se encuentran en su mismo periodo.
b. Se encuentran en su mismo grupo.
c. Son más electronegativos.
d. Tienen menor energía de ionización.
35. Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na: (*)
a. Indica su posición (periodo y grupo) en el sistema periódico.
b. Determina sus números atómicos y escribe sus configuraciones electró-
nicas.
c. Ordena razonadamente los elementos de menor a mayor radio atómico.
d. Ordena razonadamente los elementos en función de su primera energía
de ionización.
36. Dado el elemento cuya configuración electrónica es 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
:
a. Justifica el periodo y grupo del sistema periódico a los que pertenece.
b. ¿Cuál será la configuración de su ion más estable?
37. Indica las electrovalencias de los elementos implicados en cada uno de los si-
guientes compuestos a partir de sus estructuras electrónicas: KCl, CaBr2, MgS,
AlF3 y BeO.
38. Dadas las siguientes configuraciones para los átomos neutros A, B y C, respecti-
vamente: 1s2
2s1
, 1s2
2s2
2p1
, 1s2
2s2
2p5
, indica la fórmula de los posibles com-
puestos que se forman al unir A con C y B con C.
39. Los elementos Li, Be, O y F pertenecen al segundo periodo de la tabla periódica
y poseen, respectivamente, 1, 2, 6 y 7 electrones en la capa de valencia. Respon-
de razonadamente: (*)
a. Cuáles son los iones monoatómicos más estables que forman.
b. Cuál será el orden de los elementos en sentido creciente de sus primeras
energías de ionización.
c. Cuál es la fórmula de los compuestos que formarán entre sí Li, Be, F,
indicando el tipo de enlace prioritario.
40. Dados los elementos siguientes: A (Z = 17), B (Z = 11) y C (Z = 12) razona qué
afirmaciones son correctas:
a. A actuará en compuestos covalentes con valencia 1.
b. B formará compuestos iónicos.
c. C formará compuestos covalentes con valencia 2.
41. Indica la covalencia de cada uno de los elementos implicados en los siguientes
compuestos, a partir de sus estructuras electrónicas: F2, N2, CO2, HCl y H2O.
¿Se formarán enlaces múltiples en algún caso?
42. Representa las estructuras de Lewis de las moléculas SiH4, NH3 y BeH2.
43. Representa las estructuras de Lewis de las moléculas H2O, CH4, BF3 y HCl.

20
44. Dada la siguiente tabla de puntos de fusión y ebullición de distintas sustancias:
Sustancia Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC)
Cloruro de sodio 800 1 413
Tetracloruro de carbono −23 77
Dióxido de silicio >1 700 >2 200
Agua 0 100
Justifica y relaciona estas propiedades con el tipo de enlace químico de cada sustancia.
45. Considerando las sustancias Br2, SiO2, Fe, HF y NaBr, justifica en función de
sus enlaces:
a. Si son o no solubles en agua.
b. Si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.
46. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2 y H2O, indica el tipo de enlace
predominante en cada uno de ellos. Ordena los compuestos anteriores de menor
a mayor punto de ebullición. Justifica las respuestas. (*)
47. En función del tipo de enlace, explica por qué:
a. El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4.
b. El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2.
c. El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.
48. ¿Qué elemento es más electronegativo, el fósforo, el cloro o el potasio? (*)
49. Explica qué tipo de enlace químico debe romperse o qué fuerzas de atracción
deben vencerse para llevar a cabo los siguientes procesos:
a. Fundir bromuro de calcio.
b. Evaporar oxígeno líquido.
c. Hervir agua.
d. Fundir cesio.
50. Las configuraciones electrónicas: A = 1s2
2s2
p6
3s1
; B = 1s2
2s2
p6
3s2
p1
y C =
1s2
2s2
p6
3s2
p5
corresponden a átomos neutros. Indica las fórmulas y justifica el
tipo predominante de los posibles compuestos que pueden formarse cuando se
combinan las siguientes parejas:
a. A y C
b. B y C
c.C y C
51. El elemento de número atómico 12 se combina fácilmente con el elemento de
número atómico 17. Indica: (*)
a. La configuración electrónica de los dos elementos en su estado funda-
mental.
b. El grupo y periodo al que pertenece cada uno.
c. El nombre y símbolo de dichos elementos y del compuesto que pueden
formar.
d. El tipo de enlace y dos propiedades del compuesto formado.
52. Considerando los elementos Na, Mg, Si y Cl:
a. Indica los números cuánticos del electrón más externo del Na.
b. Ordena los elementos por orden creciente de radio atómico y justifica la
respuesta.
c. Ordena los elementos por orden creciente de su potencial de ionización y
justifica la respuesta.
d. Escribe la configuración electrónica de las especies Na+
, Mg2+
, Si y Cl−
.

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