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Teoría Atómica: Antecedentes Históricos
Teoría Atómica: Antecedentes Históricos
El concepto de átomo se remonta al siglo V antes de nuestra era, cuando el filosofo griego Demócrito planteó que el constituyente básico de la materia era el átomo (del griego a = sin y tomos = división).
Fue cerca de 2.300 años después, en 1808, que el químico inglés John Dalton (1766-1844) formuló su célebre teoría atómica, reviviendo los postulados pre-aristotélicos de Demócrito. Esta teoría rompía con las ideas existentes y postulaba que la materia está formada por átomos, dando inicio a una etapa de la química y la física marcada por la obtención de sorprendentes evidencias experimentales, no siempre respaldadas por un fundamento teórico claro.La teoría atómica de Dalton contiene los siguientes postulados:
- Toda la matera está formada por partículas extremadamente pequeñas denominadas átomos.
- Los átomos son partículas indivisibles e invisibles.
- Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase, tienen igual masa y son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
- Los átomos que forman los compuestos son de dos o más clases diferentes.
- Los átomos que forman un compuesto están en una relación de números enteros y sencillos.
- Los cambios químicos corresponden a una combinación, separación o reordenamiento de átomos, nunca suponen la creación o destrucción de los mismos.
En su teoría, Dalton no se introduce en la estructura del átomo, pero sí deja claro que tiene que existir una diferencia entre los átomos de los distintos elementos, que explique las diferentes propiedades que estos poseen.Además, en su segundo enunciado, se vale de la ley de las proporciones definidas, enunciada por el químico francés Joseph Proust , en 1799, que establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masa. Dalton extiende este concepto a los átomos, afirmando que la proporción entre los átomos de un determinado compuesto debe ser constante.Asimismo, respalda la ley de las proporciones múltiples, que estipula que si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños. Esto resulta sencillo de explicar, a la luz del modelo de Dalton, ya que lo que ocurriría es que compuestos distintos, formados por los mismos elementos, diferirían en el número de átomos de cada clase que contienen. Por ejemplo, el monóxido y el dióxido de carbono están constituidos ambos por carbono y oxígeno, pero en distintas proporciones.
Finalmente, al afirmar que los procesos químicos no suponen la creación o destrucción de los átomos, Dalton está enunciando, de una manera particular, la ley de la conservación de la masa, según la cual la materia no se crea ni se destruye.Esta relación íntima entre materia y átomos enunciada por Dalton modifica la visión de la química y marca, de algún modo, el derrotero de esta ciencia en el siglo XIX.El concepto de átomo como partícula material indivisible se mantuvo por los siguientes cien años, aun cuando los estudios de Ampère y Faraday, respecto a la electricidad y la electroquímica, sugerían una relación íntima entre las cargas eléctricas y los componentes de la materia.
Fue recién en 1897 que Sir Joseph John Thomson, utilizando una modificación del tubo de descarga de Crookes, descubrió que los rayos catódicos estaban constituidos por partículas subatómicas de carga negativa, posteriormente denominados electrones. Este paso fundamental derriba los supuestos respecto de la indivisibilidad del átomo y genera la necesidad de contar con un modelo para la organización de las partículas subatómicas al interior del mismo.
• Modelos Atómicos
I. Modelo atómico de Thomson
La comprobación experimental de la constancia en la relación carga/masa del electrón, permitió a Thomson proponer, en 1898, que el átomo no es una partícula indivisible como propuso Dalton en 1808, sino que debe estar formado por cargas negativas llamadas electrones, los que estarían incrustados en una masa con carga positiva de naturaleza no conocida en la época.
El modelo de Thomson consideraba correctamente la necesidad de equilibrio de carga en el átomo, pero no contemplaba el movimiento de los electrones, ni siquiera la existencia de un núcleo.
Este período fue extraordinariamente activo en términos de descubrimientos, asociados a las propiedades y componentes del átomo. Mientras los experimentos con el tubo de descarga de Crookes permitían saber más sobre la naturaleza del electrón, Eugene Goldstein, utilizando un tubo de descarga modificado (de cátodo perforado) determinaba la existencia de una partícula de carga positiva que viajaba en sentido contrario a los rayos catódicos. Estos rayos fueron designados con el nombre de rayos canales.
Estudios posteriores en tubos de descarga que contenían hidrógeno como gas residual, permitieron determinar, hacia 1886, la masa del protón.
Por otra parte, los experimentos de Thomson con rayos catódicos lo llevaron a determinar la razón carga/masa del electrón. Sería, Robert Millikan, quien determinaría, en 1909, la carga del electrón en base a un experimento con gotitas de aceite suspendidas en un campo eléctrico. Con la combinación de los experimentos de Thomson y Millikan fue posible, finalmente, conocer la masa del electrón.
Otro de los descubrimientos fundamentales de la época es el de la radiactividad. Fue Henri Becquerel quien, en 1896, estudiando la fluorescencia de la pechblenda, un mineral de uranio, descubrió casualmente la radiactividad, una propiedad característica de algunos átomos de determinados elementos, que consiste en la desintegración espontánea del núcleo. Trataremos en detalle esta propiedad de los átomos en la clase 7.II. Modelo atómico de Rutherford
Empleando las partículas alfa recientemente descubiertas, Ernest Rutherford pudo determinar la estructura interna de la materia. Al estudiar el comportamiento de estas partículas cuando atravesaban láminas delgadas de metal, pudo observar que la mayoría de ellas atravesaba la lámina sin desviarse, mientras que unas pocas se desviaban de su trayectoria inicial o eran rechazadas por la lámina.
Los sorprendentes resultados obtenidos por Rutherford lo llevaron, en 1911, a establecer un nuevo modelo atómico, denominado modelo nuclear del átomo.
Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo y una corteza. En el núcleo, se aloja la carga positiva y casi la totalidad de la masa; esto explicaría la desviación de la partículas alfa, que también tienen carga e incluso, el rechazo de algunas de ellas(las que chocan con los núcleos). La corteza, en tanto, está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo como si se tratara de un sistema solar en miniatura (Modelo Planetario de Rutherford). El gran espacio que existiría entre los pequeños electrones explicaría el paso fácil de la mayoría de las partículas alfa a través de la lámina de oro.
III. Modelo atómico de Bohr
En 1913, el físico danés Niels Bohr formula un nuevo modelo atómico que conserva la estructura planetaria planteada por Rutherford, pero aplica los postulados del físico alemán Max Planck, quien propone que la materia puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades, llamadas cuantos.
Según la teoría cuántica, los electrones ocupan ciertos niveles de energía, siendo los más cercanos al núcleo los de menor energía, y los más lejanos, los de mayor energía. Un electrón puede saltar de una órbita (nivel de energía), perdiendo o liberando una cantidad discreta de energía (cuanto).En el átomo de Bohr, los electrones se ubican en órbitas fijas siendo posible precisar su posición y velocidad en cualquier tiempo dado. Los valores posibles de energía, de acuerdo con la teoría cuántica de Planck, son valores enteros positivos; luego, no es posible que existan cuantos con energías fraccionarias.
En el modelo atómico de Bohr, cuando el electrón se encuentra en el nivel más bajo, n=1, se considera que está en su estado fundamental o basal. Si se encuentra en cualquier otro estado superior n>= 2, el electrón está en un estado excitado. Este modelo resulta sencillo de entender, pero no logra explicar la totalidad de las propiedades del átomo de hidrógeno y menos aun, las de átomos de mayor complejidad.
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Estructura del Átomo
Estructura del Átomo
Actualmente, se sabe que los átomos están constituidos por cerca de 30 partículas subatómicas, siendo las más importantes, los protones, neutrones y electrones.
Protón
Los protones son partículas elementales que se encuentran ubicadas en el núcleo atómico, tienen carga positiva y su número es igual al de los electrones, por lo que las cargas de electrones y protones se anulan, dando origen a un átomo neutro.
Neutrón
Los neutrones son partículas subatómicas que se encuentran en el núcleo, junto a los protones. No presentan carga eléctrica, por lo tanto son neutros. Además, su masa es similar a la de los protones, contribuyendo de similar forma, a la masa total del átomo.
Electrón
Los electrones son partículas con carga negativa que se encuentran en la periferia del átomo y que poseen una masa extremadamente pequeña.Los estudios realizados en un tubo de descarga revelaron una luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de este fenómeno era un chorro de partículas con carga negativa que viajaba desde el cátodo al ánodo. A estas partículas se les denominó rayos catódicos.
• Número atómico (Z)
Corresponde al número de protones contenido en el núcleo y determina a qué elemento pertenece un átomo. Como en un átomo neutro, la cantidad de protones es igual a la de electrones, el número atómico (Z) también determina el número de electrones.
Número másico (A)
Es la suma del número de protones y de neutrones que hay en el núcleo y determina la masa atómica.
Recuerde que la masa atómica que aparece en la tabla periódica es el promedio de las masas atómicas de los distintos isótopos del elemento, ponderadas por su abundancia relativa. Eso explica que los valores sean decimales.
• Modelo atómico actual
En 1924, el científico Francés Louis De Broglie, postuló la existencia de una relación entre el comportamiento de la luz y de la materia corpuscular. Asimismo, propuso que los electrones deberían tener un comportamiento dual onda-partícula, como la luz. Es decir, toda partícula con una masa dada presentará propiedades de onda a una cierta velocidad.
En 1927, Werner Heisenberg postuló el principio de Incertidumbre, según el cual es imposible conocer simultánea y exactamente la posición y velocidad (más correctamente el momento) de una partícula. La determinación matemática de Heisenberg muestra la imposibilidad de aplicar los postulados de Newton (mecánica clásica) cuando se determina una propiedad, a nivel atómico.
Esta limitación es imperceptible cuando describimos el movimiento de una pelota de tenis en un juego de copa Davis, por ejemplo. En ese caso, seremos capaces de conocer la masa de la pelota, su velocidad y su posición, para cualquier momento dado. Por el contrario, para el caso de un electrón que gira en torno al núcleo, no podremos precisar todos estos parámetros simultáneamente. La consecuencia evidente del principio de incertidumbre es que los electrones no pueden ocupar órbitas circulares y predecibles, como suponía Bohr.
El mismo año que Heisenberg proponía el principio de incertidumbre, Erwin Schrödinger, desarrollaba una ecuación que permitía describir el comportamiento del electrón: Esta última, conocida actualmente como ecuación de onda de Schrödinger, describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas. Es una función análoga a las leyes de Newton para los sólidos macroscópicos, que incorpora, tanto el carácter de partícula (en función de la masa), como el carácter de onda, en términos de una función de onda
(psi). Para resolver esta ecuación, se requiere de herramientas de cálculo complejas, que no corresponden al nivel de esta clase.Aunque la ecuación no tiene en sí, significado físico, el valor de la función de onda al cuadrado (
) representa la distribución de probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio, lo que también se denomina densidad electrónica. No se trata, entonces, de un electrón girando en una órbita conocida y predecible, como en el modelo de Bohr, sino que de una región del espacio, en torno al núcleo, donde existe una muy alta probabilidad de encontrarlo.
En este punto, es importante advertir que, si bien los átomos de todos los elementos están constituidos por las mismas partículas elementales: protones, neutrones y electrones, cada elemento posee propiedades físicas y químicas muy diferentes. Estas obedecen a la cantidad de cada una de las partículas subatómicas que presentan los distintos elementos. En el caso de las propiedades químicas, son los electrones, principalmente los de las capas más externas, los que resultan determinantes.
Números cuánticos: Los números cuánticos describen al electrón dentro del átomo. Cada electrón posee una combinación de estos números que lo describen por completo, en términos probabilísticos.
• Orbitales atómicos
Los orbitales atómicos, como ya hemos visto, están definidos por una función matemática y representan espacios en los que se puede encontrar un electrón, siendo
la función de la probabilidad de encontrarlo en ese espacio determinado.Los subniveles de energía se representan por letras minúsculas s,p,d,f, etc. La cantidad de orbitales posibles en un nivel depende del número n. En el nivel más bajo de energía, solo es posible un orbital s, que se designa como 1s. En el nivel n=2, además del orbital 2s, son posibles 3 orbitales p, los que se designan como 2px, 2py y 2pz.
Los orbitales s (l = 0) tienen forma esférica. Su extensión depende del valor del número cuántico principal; así, un orbital 3s tiene la misma forma, pero es mayor que un orbital 2s.
Los orbitales p (l = 1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m = -1, m = 0 y m = +1) de idéntica forma, que difieren solo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
Los orbitales d (l = 2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m = -2, -1, 0, 1, 2)
Los orbitales f (l = 3) tienen igualmente un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). No describiremos en detalle estos orbitales, porque escapan a los contenidos de enseñanza media.
• Configuración electrónica:
La distribución de los electrones en los diferentes niveles y subniveles de un átomo se rige por los postulados de la mecánica cuántica, y se conoce como configuración electrónica.
Tres principios fundamentales rigen la manera en que los electrones ocupan los diferentes orbitales, siguiendo el principio de construcción o principio de Aufbau.
Principio de la mínima energía: Los electrones entran primero en los orbitales de menor energía.
Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo, no puede haber dos electrones cuyos cuatro números cuánticos sean iguales.
Regla de Hund: Los electrones se disponen en los orbitales. de manera que el desapareamiento sea máximo.
• Llenado de los Orbitales Atómicos
Para determinar la configuración electrónica de un átomo, se procede de acuerdo a los siguientes pasos:
a) Primero, determinar el numero de electrones, considerando que si es un átomo neutro, el numero de protones es igual al número de electrones. Si es un ión, hay que sumar o restar electrones dependiendo de la carga que este tenga. Si es positivo, se les restan electrones; si es negativo, se le agregan.
b) Segundo, ubicar los electrones desde el nivel de menor energía, es decir, el que esta más cerca del núcleo, n =1.
• Recuerde respetar la capacidad máxima de cada nivel:
El primer nivel n = 1 tiene solo el subnivel s con un orbital que, como máximo, acepta 2 electrones.
Para ubicar más electrones debemos pasar al siguiente nivel n = 2, que tiene 2 subniveles (s y p): s presenta un orbital que acepta como máximo 2 electrones, mientras que el subnivel p tiene 3 orbitales y acepta como máximo 6 electrones.
Para ubicar los electrones en los orbitales, debemos hacerlo según la regla de Hund, es decir, dejarlos lo más desapareados posible.
El siguiente esquema representa el orden correcto de llenado de orbitales más allá de los niveles 1 y 2 .
Ver animación estructura del átomo 1
Ver animación Estructura del Átomo 2
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Sistema Periódico de los Elementos
Sistema Periódico de los Elementos
• Tabla periódica
Dado que la configuración electrónica es una función periódica del número atómico, es factible agrupar todos los elementos en un arreglo de filas y columnas, conocido como sistema periódico o tabla periódica.
En la tabla periódica, las filas reciben el nombre de periodos, mientras que las columnas se denominan grupos.
Fue el químico ruso Dimitri I. Mendeleiev quien, en 1869, se percató por primera vez de esta realidad y afirmó que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas.
Mendeleiev construyó la primera tabla periódica con los 65 elementos conocidos hasta ese momento. La genialidad del químico ruso llegó más lejos, ya que fue capaz de dejar los espacios para los elementos que, en virtud de sus propiedades periódicas, consideró que faltaban en la tabla. Por ejemplo, aunque no se conocía la existencia de un elemento con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeleiev dejó un sitio vacante en su sistema periódico, para el escandio (Sc), descubierto diez años más tarde.
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• Clasificación de los elementos
Los elementos se clasifican de acuerdo a los siguientes criterios:
I. Según sus propiedades estructurales y eléctricas:
Dependiendo de sus propiedades estructurales y eléctricas, los elementos se dividen en metales, semimetales (metaloides) y no metales.Los metales, son generalmente sólidos y brillantes. Pueden ser laminados y estirados gracias a su maleabilidad y ductilidad. La mayoría de ellos conducen el calor y la electricidad. Se ubican, como vimos, en el lado izquierdo y centro de la tabla periódica y representan el 75% de los elementos existentes.
Los semimetales o metaloides, son los elementos B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At. Estos elementos poseen características intermedias entre los metales y los no metales. Entre esas propiedades se encuentra la de ser semiconductores, lo que les ha dado un espacio privilegiado en el desarrollo de la electrónica y la computación.
Los no metales, son los elementos H, C, N, P, O, S, los halógenos y los gases nobles. En general, son malos conductores de la electricidad y del calor. Pueden ser líquidos, sólidos o gaseosos y carecen de brillo. En estado sólido, son quebradizos y poco dúctiles. El carbono es una excepción, ya que cristalizado en forma de grafito conduce la electricidad y como diamante, es extremadamente duro.
II. Según su configuración electrónica
De acuerdo a su configuración electrónica, los elementos se clasifican en gases nobles, elementos representativos, elementos de transición y elementos de transición interna.Gases nobles: Se ubican al extremo derecho de la tabla periódica. Corresponden al grupo VIII. Todos, excepto el He, cumplen con la regla del octeto, es decir, tienen su último nivel energético completo. Por lo mismo, son muy estables, presentando una escasa reactividad química.
Elementos representativos: Corresponden a los elementos del grupo A de la tabla periódica, no cumplen con la regla del octeto (no alcanzan a tener 8 electrones en su último nivel energético). Sus configuraciones externas van de
.
• Propiedades periódicas de los elementos
I. Radio atómico y iónico
El radio atómico es difícil de medir en un elemento aislado pero, puede ser medido en el estado sólido de un elemento puro y corresponde a la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos. En un grupo, los radios atómicos aumentan, en términos generales, en forma descendente y disminuyen a lo largo de un período.El radio iónico se estima de manera similar en la red cristalina; este es determinante en la estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos; determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el mismo. . Además, el tamaño iónico influye en las propiedades de los iones en disolución.
El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, el número de electrones y los orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.
Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo.
Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores.
II. Energía o potencial de ionización
1er Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado, en fase gaseosa, en su estado fundamental y obtener un ión monopositivo gaseoso en su estado fundamental, más un electrón sin energía cinética.2º Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar un electrón a un ión monopositivo gaseoso, en estado fundamental y obtener un ión dipositivo, en las mismas condiciones, más un electrón sin energía cinética.Las energías de ionización miden la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente, una fácil formación de iones positivos.
Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento aumentan, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón, cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan.
El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente.
Al descender en un grupo, el potencial de ionización decrecerá. En cambio, un período tiende a aumentar junto con el número atómico, es decir, aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica.
En cada segmento periódico, los gases nobles tienen las energías de ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y quitarles un electrón para formar un ión es muy difícil.
• Electroafinidad
Es la energía relacionada con el proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso, en estado fundamental, capta un electrón para dar un ión negativo gaseoso, en estado fundamental. Con muy pocas excepciones, este proceso de captación de electrones es favorable (la atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).
La variación de electroafinidad dentro del sistema periódico es similar a la variación del potencial de ionización, aunque mucho menos periódica. A partir de estas dos propiedades, se puede analizar hasta qué punto un átomo neutro está satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la especie.
• Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea la electronegatividad, mayor será su capacidad para atraerlos. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí.
Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4, que corresponde al asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.
La electronegatividad de los elementos representativos aumenta de izquierda a derecha, a lo largo de los períodos y de abajo hacia arriba dentro de cada grupo. Las variaciones de electronegatividad de los elementos de transición no son tan regulares.
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:
El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es covalente y apolar.
Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos, tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular, en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina entonces un enlace covalente polar.
Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de un enlace iónico.
Autoevaluaciones
Pregunta Nº 2
¿Cómo se denominan aquellos elementos que tienen completo el subnivel p del último nivel de su distribución electrónica?
Si recordamos la forma en que se llenan los distintos niveles de energía al determinar la configuración electrónica de un elemento, tenemos que considerar que para que esté completo el subnivel p tiene que haber sido previamente llenado el subnivel s de menor energía. Como el subnivel p se llena con 6 electrones y el subnivel s con 2, tenemos para el último nivel una distribución electrónica, 
lo que da la suma de 8 electrones, valor que, dentro de la clasificación de los elementos en la tabla periódica, corresponde a los gases nobles o inertes (exceptuando el helio). Estos elementos son extremadamente estables, ya que debido a la presencia de 8 electrones en su capa más externa, son reticentes a perder o ganar electrones. Recuerde que aquellos elementos que poseen uno o dos electrones de más respecto al octeto tienden a perderlos y formar iones positivos; es el caso del sodio y del magnesio, por ejemplo. Al otro extremo de la tabla, elementos como el flúor o el cloro, requieren de un electrón para completar el octeto; por lo mismo, se les encuentra generalmente como iones negativos.
Pregunta Nº 5
¿Cuál es el número de electrones no apareados del átomo de fósforo (Z = 15)?
Para comenzar debemos determinar el número de electrones que tiene el átomo. Conocemos el valor del número Z o número atómico, que corresponde al número de protones presentes en el núcleo del átomo. Debido a que el átomo debe ser neutro respecto a carga, tendrá el mismo número de protones (carga +1) que de electrones (carga –1). Luego, el número de electrones es 15. Teniendo este dato debemos escribir ahora la configuración electrónica del átomo:
En este caso, es necesario realizar un esquema que muestre los niveles y subniveles y agregar progresivamente los electrones cumpliendo con el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. El primero dice que dos electrones en un átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales, en otras palabras, si dos electrones ocupan un mismo orbital deben tener espín contrario. La regla de Hund, por su parte, dice que los electrones se disponen en los orbitales de manera que el desapareamiento sea máximo.
Luego, existen tres electrones no apareados.
Nótese que de no haber cumplido con la regla de Hund y haber puesto dos electrones en el orbital 3px, usted habría tenido solo un electrón desapareado.
Ejercicios
Ejercicio Nº 1
La siguiente configuración electrónica, 
, corresponde a:
Como se trata de elementos en su estado neutro debemos suponer que el número de electrones es igual al número de protones. El primero podemos obtenerlo del conteo total de electrones en la configuración electrónica, en este caso 17. Por último, tenemos que recordar que, por convención, los elementos se representan con su número másico arriba y su número atómico abajo.
Respuesta correcta: Alternativa D.
Ejercicio Nº 2
¿Cuántos neutrones posee el 
Co?:
a) 27
b) 29
c) 32
d) 54
e) 59
En el enunciado se dispone del número másico y del número atómico, por tanto, se conoce la masa total del átomo y el número de protones. Como la masa del átomo está dada básicamente por la suma de protones y neutrones, se puede obtener por diferencia el número de neutrones. Es decir: Nº de protones = A – Z.
Respuesta correcta: Alternativa C.
Ejercicio Nº 3
Si el átomo de magnesio neutro tiene 12 protones y 12 neutrones, entonces el catión magnesio +2 tendrá:
a) 14 protones.
b) 14 neutrones.
c) 10 electrones.
d) 14 electrones.
e) 10 protones.
Conocemos el número de protones y sabemos que se trata de un átomo neutro; luego, el número de electrones y protones debe ser el mismo. Para que el elemento se ionice formando el catión 
tiene que perder dos electrones, entonces, debe quedar con 10 electrones. Los números de protones y neutrones solo cambian en el caso que el núcleo experimente un fenómeno de desintegración radiactiva.
Respuesta correcta: Alternativa C.
Ejercicio Nº 4
¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas está correctamente escrita?
Considere los principios de mínima energía y de Pauli y la regla de Hund.
Si seguimos los principios de mínima energía y de Pauli, debemos llenar primero los niveles de menor energía y solo cuando estos estén completos podemos llenar los siguientes. En las alternativas c y e, esto no se cumple para el subnivel. En d el error es aún más evidente, ya que se comienza a llenar el nivel 3 antes de completar el 2. Finalmente, b, aun cuando parece cumplir ambas leyes viola la regla de Hund que dice que los electrones se deben disponer en los orbitales de manera que el desapareamiento sea máximo.
Respuesta correcta: Alternativa A.
Ejercicio Nº 7
El número másico del azufre es 32 y su número de neutrones 16. ¿Cuál será el número de electrones no apareados que presenta este átomo?
a) 0 e-
b) 1 e-
c) 2 e-
d) 3 e-
e) 4 e-
Primero que nada, despejamos el número de protones de la diferencia entre el número másico y el número de neutrones: 32 – 16 = 16. Como es un átomo neutro, el número de electrones es igual al de protones, luego 16. Ahora, tenemos que escribir la configuración electrónica: 
.
Como debe cumplirse la regla de Hund, dos electrones quedan desapareados en los orbitales p del tercer nivel.
Respuesta correcta: Alternativa C.
