3. Nombre o formule, según corresponda, las siguientes especies químicas:a) A13+; PO3

3-; Fe2O3; CaI2; LiHCO3; CH3CH2CH=C=CH2; CH3CH2CH2COCH3;CH3CH2OCH2CH3; CH3NH2; CH3CH2CHO.

b) Peróxido de bario; Hidruro de fósforo(III); Hidróxido de potasio; Ácido trioxoclórico(V) (Ácido clórico); Tetraoxomanganato (VII) de sodio (Permanganato sódico); 1,3-dicloropentano; 1-propanol; Propanoato de etilo; Butanonitrilo; Ácido etanodioico.

Solución:

a) Al3+: Ion aluminio

PO33-: Ion (orto)fosfito o trioxofosfato (III)

Fe2O3: Óxido férrico o Trióxido de dihierro

CaI2: Yoduro cálcico o Diyoduro de calcio

LiHCO3: Bicarbonato de litio o hidrogenotrioxocarbonato de litio

CH3CH2CH=C=CH2: 1,2-pentadieno

CH3CH2CH2COCH3: 2-pentanona

CH3CH2OCH2CH3: Dietiléter o etoxietano

CH3NH2: metilamina

CH3CH2CHO: Propanal

b)Peróxido de bario: BaO2

Hidruro de fósforo (III): PH3

Hidróxido de potasio: KOH

Ácido trioxoclórico (V) (Ácido clórico): HCIO3

Tetraoxomanganato(VII) de sodio (Permanganato sódico): NaMnO4

1,3-dicloropentano: CH2Cl-CH2-CHCl-CH2-CH3

1-propanol: CH3-CH2-CH2OH

Propanoato de etilo: CH3-CH2-COO-CH2CH3

Butanonitrilo: CH3-CH2-CH2-CN

Ácido etanodioico: HOOC-COOH

1) Defina el concepto de energía de red y ordene los compuestos iónicos NaF, KBr yMgO según los siguientes criterios: a) Energía de red creciente yb) punto de fusión creciente.Justifique su respuesta. (1,5 puntos)

Se define la energía de red (energía reticular) como la energía desprendida al formarse un cristal iónico a partir de los iones en estado gaseoso. La energía de red es directamente proporcional al producto de las cargas de aniones y cationes, e inversamente proporcional a la distancia que los separa. Este último factor depende fundamentalmente del volumen de los iones enlazados.

a) En el NaF y el MgO tanto los aniones como los cationes pertenecen al mismo

periodo y aunque existen diferencias de tamaño entre los iones y cationes de los dos compuestos, en este caso, la mayor carga de los iones en el MgO (O2- y Mg2+) es lo que determina que este compuesto tenga una mayor energía de red que el NaF. El NaF tiene mayor energía reticular que el KBr ya que sus iones, Na+ y F-, tienen un volumen menor que los iones K+ y Br-, por lo que al estar los centros de las cargas más cercanos la atracción entre ellos es mayor.

El orden de energía de red es: KBr < NaF <MgO

a) Cuanto mayor es la energía de red, más difícil es romper un enlace iónico y por lo tanto fundir el compuesto. Por ello el orden creciente de puntos de fusión coincide con el orden creciente de energías reticulares establecido en el apartado anterior:

P.F.KBr < P.F.NaF < P.F.MgO

2) Sabiendo que los números atómicos del argón y del potasio son 18 y 19respectivamente, razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) El número de electrones de los iones K+ es igual al de los átomos neutros del gasargón. b) El número de protones de los iones 39K+ es igual al de los átomos 40Ar.c) Los iones K+ y los átomos de gas argón no son isótopos.d) El potasio y el argón tienen propiedades químicas distintas. (2 puntos)

a) Verdadera, ya que el potasio al perder un electrón y formar el catión K+ adquiere lamisma configuración electrónica que el argón.

K+ 1s2, 2s22p6, 3s23p6

Ar 1s2, 2s22p6, 3s23p6

b) Falsa, el número de protones es diferente ya que son átomos diferentes. El K+ tiene 19protones y el argón 18.

c) Verdadera, los isótopos son átomos de un mismo elemento con diferente número deneutrones.

d) Verdadera, el potasio es un metal alcalino por lo que es sólido a temperaturaambiente, tiene brillo metálico, conduce el calor y la electricidad, se oxida confacilidad, etc. Sin embargo, el argón es un gas noble y es químicamente inerte.

3) Una sustancia desconocida tiene un punto de fusión bajo, es muy soluble en benceno,ligeramente soluble en agua y no conduce la electricidad. Explique razonadamente a cuál de los siguientes grupos pertenecería probablemente: a) Un sólido covalente o atómico.b) Un metalc) Un sólido iónicod) Un sólido molecular(1,5 puntos)

a) Falso, un sólido covalente atómica tiene altos puntos de fusión y ebullición y no essoluble en disolventes orgánicos e inorgánicos.

b) Falso, los metales son buenos conductores de la electricidad.

c) Falso, los compuestos iónicos tienen altos puntos de fusión y ebullición y son solublesen agua.

d) Verdadero, los sólidos covalentes moleculares presentan puntos de fusión y ebulliciónbajos, no conducen la electricidad y son solubles en disolventes orgánicos. La ligerasolubilidad que presentan en agua es debida a la formación de puentes de hidrógenocon las moléculas de agua.

La configuración electrónica 1s22s22p63s23p6 corresponde a un ion dipositivo X2+. Explique razonadamente: a) Cuál es el número atómico del elemento X y de qué elemento se trata.b) A qué periodo pertenece.c) El tipo de enlace que formaría el elemento X con un elemento A cuya configuraciónelectrónica fuera 1s22s22p5. d) La fórmula de un compuesto formado por X y A.(2 puntos)

a) La configuración electrónica nos indica que X2+ posee 18 electrones. El elemento Xtendrá 2 electrones más, es decir 20 electrones, y como es eléctricamente neutroposeerá también 20 protones. Su número atómico (Z) es por lo tanto 20 y el elementoes el calcio.

b) La configuración electrónica de X es : 1s22s22p63s23p64s2

El número cuántico n = 4, indica que el elemento X está situado en el cuarto periodo,y como tiene dos electrones en el subnivel s, pertenece al grupo IIa.

c) X es un metal con tendencia a ceder dos electrones, y la configuración de A secorresponde a un no metal con tendencia a ganar un electrón. Ambos elementosformaran un enlace iónico.

d) X → X2+ + 2e-

(A + e- → A-)2X + 2A → XA2

En cada una de los siguientes apartados coloque razonadamente las sustancias dadas en orden creciente de la propiedad que se indica:

a) Energía de red de CaO, SrO, MgO.b) Punto de fusión de LiCl, Lil, LiBr.c) Ángulo de enlace OF2, BF3.(1,5 puntos)

Se define la energía de red (energía reticular) como la energía desprendida al formarse un cristal iónico a partir de los iones en estado gaseoso. La energía de red es directamente proporcional al producto de las cargas de aniones y cationes, e inversamente proporcional a la distancia que los separa. Este último factor depende fundamentalmente del volumen de los iones enlazados.

a) Los tres compuestos contienen el mismo anión (O2-) y todos los cationes tienen decarga +2. Por lo tanto, el volumen de los cationes es el factor que va a determinar, eneste caso, la energía reticular de los compuestos. Tendrá menor energía reticular el quecontenga al catión más voluminoso ya que al estar los centros de cargas más alejadosse atraerán con una fuerza menor.El volumen de los cationes varía según la tabla siguiente:

El orden de energía de red es: SrO < CaO < MgO

b) Los tres compuestos contienen el mismo catión (Li+) y todos los aniones tienen decarga +1. Por lo tanto, es el volumen de los aniones el factor que de termina la energíareticular. Cuanto menor es la energía de red, más fácil es romper un enlace iónico ypor lo tanto fundir el compuesto.Teniendo en cuenta como varía en el sistema periódico el volumen de aniones ycationes representados en la tabla anterior, el orden creciente de los puntos de fusiónsería:

P.F.LiI < P.F.LiBr < P.F.LiCl

c)

Compuesto Notación de Lewis

Disposición de los pares de electrones

Geometría molecular Angulo de enlace

OF2 Tetraédrica Angular Menor 109º

BF3 Plana trigonal

Plana Trigonal 120º

a) Escriba las estructuras de Lewis para las moléculas SiCl4 y PCl3.b) Describa la geometría de estas moléculas.c) Explique si son polares o no.(1,5 puntos)

SiCl4 PCl3

a)

b) Tetraédrica Pirámide de base triangular

c) Momento dipolar total nulo por simetría

Polar

2.- Dados los átomos A (Z = 12), B (Z = 16) y C (Z = 37) indique:a) su configuración electrónicab) qué elementos son, y el grupo y periodo al que pertenecenc) cuál es el más electronegativod) cuál es el ión más estable que forma cada uno de ellos.(2 puntos)

Solución:

a) La configuración electrónica es la ordenación de los electrones en las distintos orbitales enorden creciente de energía.

A (Z = 12) 1s2 2s22p6 3s2

B (Z = 16) 1s2 2s22p6 3s23p4

C (Z = 37) 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p6 5s1

b) El grupo de un elemento viene reflejado en la configuración electrónica por el mayor valorde “n”. El periodo viene definido en el tipo de orbital que se está llenando; en los periodos 1 y2 se llenan los orbitales “s”, en los periodos del 3 al 12 se llenan los orbitales “d” y en losperiodos del 13 al 18 se llenan los orbitales “p”.

El elemento A, según su configuración electrónica pertenece al grupo 3 y al periodo 2, ya quese ha llenado el orbital 3s. Se trata del Mg.

El elemento B pertenece al grupo 3 y al periodo 16. Se trata del S.

El elemento C pertenece al grupo 5 y al periodo 1. Se trata del Rb.

b) La electronegatividad es la tendencia que manifiestan los átomos de un elemento poratraer sobre sí al par de electrones que les une a átomos de elemento diferente.

En el periodo la electronegatividad aumenta al aumentar el número atómico Z debido a que deizquierda a derecha se incrementa la carga nuclear efectiva, y tambien la fuerza de atracciónentre los electrones y protones, manteniendose en cambio constante el número de niveles deenergía.

En un grupo esta propiedad aumenta al disminuir Z, ya que en este sentido disminuye ladistancia al núcleo, siendo igual el número de electrones del nivel externo.

En este caso el orden sera: Rb < Mg < S

S será el más electronegativo.

c) En todo átomo al formar iones, los más estables serán aquellos que se acerquen más a laconfiguración de gas noble que es la más estable.

Mg formará Mg2+ ya que su configuración electrónica es 1s2 2s22p6

S formará S2- con configuración 1s2 2s22p6 3s23p6

Rb formará el ión Rb+ con configuración electrónica 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2 4p6

4.-Para las moléculas en estado gaseoso H2O, BeCl2 y BF3, indique razonadamente:a) El número de pares de electrones, enlazantes y no enlazantes, en el entorno del

átomo central.b) La geometría de las moléculas.

a) Se realizan los diagramas de Lewis de las moléculas.

La molécula de agua esta formada por los siguientes electrones de valencia: ¨H (1e-) + O (6e-) + H (1e-) -----> H – O– H

¨e- enlazantes = 4

e- no enlazantes = 4

La molécula de BeCl2 esta formada por los siguientes electrones de valencia:¨ ¨

Cl (7e-) + Be (2e-) + Cl (7e-) -----> : Cl – Be – Cl :¨ ¨

e- enlazantes = 4

e- no enlazantes = 12

La molécula de BF3 esta formada por los siguientes electrones de valencia:¨ ¨

3 F (3 · 7e-) + B (3e-) -----> : F – B – F :¨ | ¨

: F :¨

e- enlazantes = 6

e- no enlazantes = 18

b) Molécula de agua: la geometría de esta molécula se explica mediante la teoría dehibridación.

El oxígeno O : 1s22s22p4 sufre hibridación sp3, cuatro orbitales sp3 dos completos y dossemillenos, que serán los que formen los enlaces con los dos átomos de hidrógeno.

O 1s2 (sp3)2 (sp3)2 (sp3)1 (sp3)1

H (1s1)H (1s1)

La geometría, por lo tanto es angular, ya que aunque la disposición de los cuatro orbitaleshíbridos es tetraédrica, como dos de ellos no forman enlace, queda una molécula angular conun ángulo de 104,5º. Este es algo menor que el teórico de la estructura tetraédrica, debido alas repulsiones de pares no enlazantes.

La molécula BeCl2 se explica mediante la hibridación sp del Be, dos orbitales sp semillenos,que serán los que formen los enlaces con los dos átomos de Cl.

Be (sp)1 (sp)1

Cl (1s2 2s2p6 3s2p5)Cl (1s2 2s2p6 3s2p5)

El ángulo es de 180º y la geometría de la molécula es lineal.

La molécula BF3 se explica mediante la hibridación sp2 del B, tres orbitales sp2 semillenos,que serán los que formen los enlaces con los tres átomos de F.

B (sp2)1 (sp2)1 (sp2)1

F (1s2 2s2p5)F (1s2 2s2p5)

El ángulo es de 120º y la geometría de la molécula es triangular plana.

1.- Para cada uno de los siguientes apartados, indique el nombre, símbolo, númeroatómico y configuración electrónica del elemento de peso atómico más bajo que tenga:

a) Un electrón d.b) Dos electrones p.c) Diez electrones d.d) Un orbital s completo.

Solución:

a) Será el primer metal de transición del primer periodo en que éstos están , es decir, delcuarto:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

Z = 21. Es el escandio: Sc.

b) Será el primer carbonoideo, esto es, el del periodo 2:

1s2 2s2 2p2

Z = 6. Es el carbono: C.

c) Será el último metal de transición del periodo 4, que es el primer periodo en el queaparecen estos metales:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

Z = 30. Es el zinc: Zn.

d) Será el primer gas noble, pues tiene su última capa completa, y pertenece al periodo 1:

1s2

Z = 2. Es el helio: He.

2.- a) Represente las estructuras de Lewis para cada una de las especies siguientes:

SiH4 BCl3 CHCl3

b) Utilice el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia parapredecir la geometría de dichas especies.

Solución:

a) Las estructuras de Lewis representan los electrones de la capa de valencia de los átomos, ydan el número de enlaces covalentes formados.

Si: carbonoideo: ns2 np2 : 4 electrones de valencia.

H: 1s1 : 1 electrón de valencia

H $ $H : Si : H $ $ H

B: boroideo: ns2 np1 : 3 electrones de valencia.

Cl: halógeno: ns2 np5 : 7 electrones de valencia.

$ $ : Cl : $ $ $ $ $ $: Cl : B : Cl : $ $ $ $

C: carbonoideo: ns2 np2 : 4 electrones de valencia.

H: 1s1 : 1 electrón de valencia.

Cl: halógeno: ns2 np5 : 7 electrones de valencia.

$ $ : Cl : $ $ $ $ $ $: Cl : C : Cl : $ $ $ $ $ $ H

b) Según esta teoría, la geometría se explica en términos de repulsión entre pares deelectrones.

SiH4 : molécula con un átomo central sin pares de electrones libres, y con 4 átomos alrededor.Será un tetraedro regular. Molécula apolar.

BCl3 : molécula con un átomo central sin pares de electrones libres, y con 3 átomos en losalrededores. Su geometría será plana trigonal. Molécula apolar.

CHCl3 : molécula con un átomo central sin pares de electrones libres, y rodeado de 4 átomos.Será un tetraedro regular. Molécula polar.

3.-La primera energía de ionización del fósforo es de 1012 kJ· mol-1 , y la del azufre de 999,5 kJ· mol-1. Defina energía de ionización e indique razonadamente si los valores anteriores son los que cabe esperar para la configuración electrónica de los dos elementos.

Solución:

La primera energía de ionización (E.I.) de un átomo es la cantidad de energía que debe suministrársele en estado gaseoso, neutro y fundamental para arrancarle electrón más externo.

A + E.I. ¦ A+ + e-

Se realizan las configuraciones electrónicas de los dos átomos pedidos:

P (Z = 15): ls2 2s2 2p6 3s2 3p3

S (Z = 16): ls2 2s2 2p6 3s2 3p4

En el caso del fósforo la configuración electrónica es más estable por estar el subnivel p semilleno, mientras que en el azufre la configuración no es tan estable y cuesta energéticamente menos arrancar un electrón al átomo.

Dados los elementos de números atómicos 19, 25 y 48:

a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental.b) Indique el grupo y periodo al que pertenece cada uno y explique si el elemento denúmero atómico 30 pertenece al mismo periodo o grupo que los anteriores. c) ¿Qué característica común presentan en su configuración electrónica los elementos deun mismo grupo?

a) Z = 19: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Z = 25: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Z = 48: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 3p6 4d10

b) Z = 19: Es el alcalino (grupo 1) del cuarto periodo: el potasio: K

Z = 25: Es un metal de transición del período 3, el Mn.

Z = 48: Es un metal de transición del cuarto período, el Cd.

La configuración del elemento de Z = 30 es:

Z = 30: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

Sería también un metal de transición del tercer período, el Zn; luego sólo coincidiría con el período del segundo elemento dado.

c) Todos los elementos de un mismo grupo presentan la misma configuración electrónicaexterna, es decir, tienen el mismo número de electrones de valencia.

3.- Explique cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener losnúmeros cuánticos dados en los apartados siguientes:

a) n = 2; b) n = 3 y l = 1; c) n = 4, l = 2 y ml = 1; d) n = 3, l = 2, ml = 0 y ms = ½.( 1,5 puntos)

Solución:

• n = número cuántico principal, indica el nivel de energía del orbital, puede tomar valoresdesde 1 en adelante.

n representa a un nivel electrónico. Nº máximo e- / nivel = 2 · n2

• l = número cuántico secundario o azimutal, indica la forma del orbital, puede tomarvalores desde 0 hasta n – 1.

(n, l) representa a un subnivel electrónico. Nº máximo e- / subnivel = 2 · (2l+1)

• ml = número cuántico magnético, indica la orientación en el espacio del orbital, puedetomar valores desde – l hasta + l.

(n, l, m) representa a un orbital electrónico. Nº máximo e- / orbital = 2

• ms = número cuántico de spin, indica el sentido de giro del electrón unicamente puedevaler – ½ ó + ½.

(n, l, m, s) representa a un electrón en un orbital.

a) n = 2 Nº máximo e- / nivel = 2 · 22 = 8

La explicación es la siguiente:

Si n = 2, l = 0, 1.

n = 2; l = 0; ml = 0. Es decir, un orbital (l = 0) que es un orbital “s” donde caben 2electrones cada uno con un spin.

n = 2; l = 1; ml = -1, 0, +1. Por tanto, tres orbitales l que son tres orbitales “p” donde caben6 electrones, dos en cada uno de ellos

La suma total de electrones para n = 2 es de 8 e-

b) Si n = 3 y l = 1 Nº máximo e- / subnivel = 2 · (2·1+1) = 6

Justificación: los valores de ml = -1, 0, +1. Se trata de tres orbitales “p” donde pueden alojarseen total 6 e-.

c) Si m = 4, l = 2, y ml = 1, solo tenemos un orbital “p” donde puede haber como máximo 2e-.

d) Si n = 3, l = 2, ml = 0 y ms= ½, se trata de un electrón, ya que nunca puede haber más de unelectrón con los cuatro números cuánticos iguales en un átomo (Principio de exclusión dePauli).

4.- a) Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones Na+, F-, Ne y Mg2+.b) ¿Qué tienen en común estas especies?c) Calsifíquelos por orden creciente de sus radios, explicando su elección.

a) Na (Z=11), Na+, al ser un ión positivo, significa que tiene un electrón menos que el átomoneutro del que procede.

Na+: 1s22s22p6

F (Z=9), F- es un ión negativo por lo que tiene un electrón más que el átomo neutro del queprocede.

F- : 1s22s22p6

Ne (Z=10), es un átomo neutro por lo que el número atómico coincide con el número deelectrones.

Ne: 1s22s22p6

Mg (Z=12), Mg2+, es un ión con dos cargas positivas lo que significa que tiene dos electronesmenos que el átomo neutro del que procede.

Mg2+: 1s22s22p6

b) En los cuatro casos el número de electrones es el mismo (especies isoelectrónicas),mientras que no es igual el número atómico (Z), que indica la carga nuclear.

c) Cuanto mayor sea la carga nuclear efectiva, para el mismo número de electrones, másatraidos por el núcleo estarán éstos, dando lugar a disminución del parametro Radio atómico(contracción).

Por este motivo la ordenación creciente será: Mg2+ < Na+ < Ne < F-

1.- Explique la geometría y el enlace en las moléculas BeCl2, NCl3 y CH4.

BeCl2 : molécula formada por un átomo central (Be) , que no tiene pares de electrones libres,rodeado por 2 átomos de cloro.

Hay dos enlaces covalentes sencillos Be – Cl, y la geometría de la molécula será lineal conángulo de enlace de 180º:

Cl – Be – Cl

NCl3: molécula con un átomo central (N) con un par de electrones libres, y con 3 átomos deCl periféricos.

Habrá tres enlaces covalentes sencillos N – Cl.

Su geometría será, por tanto, una pirámide trigonal, en la que el par de electrones solitarioscompleta la estructura.

$ $N

Cl Cl Cl

CH4: molécula con un átomo central sin pares de electrones libres, y rodeado de 4 átomos dehidrógeno.

Habrá cuatro enlaces C – H, con ángulos de 104,5º.

Será un tetraedro regular, en el que los hidrógenos ocuparán los vértices y el carbono el centrodel tetraedro.

H

CH

H H

2.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas más externas:a) ns1 b) ns2 np1 c) ns2 np3 d) ns3 np6

Identifique dos elementos de cada uno de los grupos anteriores y razone cuáles serán losestados de oxidación más estables de esos elementos, y sus propiedades químicas másrepresentativas.

a) Es el grupo de los alcalinos, al que pertenecerían el litio y el sodio. Ambos tienden a perderun electrón, dando los cationes correspondientes, luego su estado de oxidación más probablesserá el +1.

Son elementos poco electronegativos, con bajo potencial de ionización y baja afinidadelectrónica.

Son elementos reductores, pues tienden a perder electrones.

Con el oxígeno forman óxidos básicos, y peróxidos; con el hidrógeno, hidruros, y con loshalógenos, halogenuros. En medio ácido, provocan el desprendimiento de hidrógeno gas.

b) Sería el grupo de los boroideos, en el que se hallan boro y aluminio. Tenderán a perder los3 electrones de su capa de valencia, dando cationes cuyo estado de oxidación será +3.

Son elementos con electronegatividad, potencial de ionización y afinidad electrónica medios.

Forman óxidos e hidróxidos con comportamiento anfótero.

c) Es la configuración de los nitrogenoideos, como el nitrógeno y el fósforo. Son no metales,que tienden a ganar electrones, siendo sus estados de oxidación más frecuentes –3 y –5.

Serán elementos con potencial de ionización y afinidad electrónica elevados, y también conun valor alto de electronegatividad.

Reaccionan con el hidrógeno, con algunos metales formando nitruros (a elevada temperatura),y con el oxígeno dando óxidos ácidos.

d) Sería la configuración de un gas noble, que al tener ya su última capa completa es unelemento no reactivo (inerte).

Un ejemplo sería el neón y el argón.

Son elementos con altísimo potencial de ionización y muy baja afinidad electrónica.

Son inertes, pues ya tienen su última capa completa. A diferencia de los demás gases deelementos no metálicos se encuentran como especies atómicas y no moleculares.

1.- Explique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos (listados en el orden n, l, m, s) son imposibles para un electrón en un átomo:

a) (4, 2, 0, +1/2); b) (3, 3, 2, -1/2); c) (2, 0, 1, +1/2); d) (4, 3, 0, +1/2);

e) (3, 2, -2, -1)

Solución:

En primer lugar se indican los valores posibles y el significado de los 4 números cuánticos:

n= principal. Indica el nivel de energía del electrón. n = 0,1, 2, ...

l = secundario o azimutal. Da el tipo de orbital en que está el electrón. l = 0, 1, ... (n – 1)

m = magnético. Indica la orientación espacial del orbital. m = - l...0...+l

s = de spin, indica el sentido de giro del electrón alrededor de sí mismo. s =1/2, -1/2

(4, 2, 0, 1/2): sí es posible. Este electrón se encontrará en el orbital 4d.

(3, 3, 2, 1/2): no es posible pues el número cuántico secundario (l) nunca puede valer lo mismo que el principal (n) sí es posible.

(2, 0, 1, +1/2): no es posible, pues para l = 0, m solamente puede valer 0.

(4, 3, 0, +1/2): sí es posible. Sería un electrón del orbital 4f.

(3, 2, -2, -1): no es posible, pues s= + 1/2, - 1/2, exclusivamente.

3.- Explique brevemente si son ciertas o no las siguientes afirmaciones:

a) Los cristales iónicos conducen la corriente eléctrica.

b) Los sólidos moleculares son malos conductores.

c) La conductividad de los metales aumenta con la temperatura.

a) Falso, porque los iones ocupan posiciones fijas en la red, y al no poder moverse no sepuede conducir la electricidad.

b) Verdadero. Las sustancias como el I2, la glucosa, el naftaleno, el GaCl3, ...que son apolares,como todos los electrones de valencia están ocupados, no pueden moverse y no conducen la electricidad.

c) Falso, según la Teoría de Bandas, si se aumenta la temperatura de un metal, se fomenta elmovimiento tanto de los electrones de la capa de valencia, como de los núcleos de los átomos, luego chocarían unos con otros, y no se facilitaría el paso de electrones a la banda de conducción, no aumentando así la conductividad eléctrica.

El elemento X pertenece al período 3, grupo 17. El ión monopositivo del elemento Y tiene la configuración electrónica del cuarto gas noble. El elemento Z tiene 13 protones en su núcleo.

a) Identificar los elementos.b) Escribir su configuración electrónica e indicar grupo y periodo al que pertenecen Y yZ. c) Ordenarlos razonadamente por su potencial de ionización creciente.

a) y b) El elemento X tendrá 7 electrones en la última capa, que será la capa 3; luego suconfiguración quedaría:

X (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

X es un halógeno, el del tercer período, es decir, el Cl.

Y+, al tener configuración de gas noble, tendrá la última capa llena, luego el átomo neutro del que procede, Y, tendrá un electrón libre en un orbital 5s. Luego Y será el alcalino del período 5, el Rb.

Y+ (Z = 36): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Y (Z = 37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1

El elemento Z tiene 13 protones en el núcleo, y 13 electrones en la corteza, será el boroideo del período 3, el Al.

Z (Z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

c) El potencial de ionización es la energía que hay que aportar a un átomo gas, neutro y enestado fundamental para arrancarle el electrón más externo y dar un anión.

Es mínimo en el rubidio, pues perdiendo su electrón del orbital 5s, adquiere la configuración de gas noble, que es la más estable. Y será máximo en el Cl, que para completar su última capa, tenderá a ganar un electrón.

El orden sería:

Rb < Al < Cl

A.- a) (1 punto) Si en 5 g de un compuesto hay 3,1·1022 moléculas, ¿cuál es su masamolecular?b) (0,5 puntos) ¿Cuántos iones hay en un gramo de cloruro sódico?c) (0,5 puntos) ¿Cuántos átomos hay en un litro de oxígeno medido en condicionesnormales?

DATOS: Masas atómicas: Na = 23, Cl = 35,5

a) En 5 g hay 3,1·1022 moléculas, por lo tanto la masa molecular real, es decir la masa de unamolécula será:

Mm real = 5 g / 3,1·1022 molec. = 1,6·10-22 g /molecula

b) 1 g de ClNa

nº de moles de NaCl = m (g) / Mm = 1 / 58,5 = 1,709·10-2 moles

NaCl → Na+ + Cl-

moles de iones Na+ = 1,709·10-2

moles de iones Cl- = 1,709·10-2

nº de iones Na+ = 1,709·10-2 · 6,023·1023 = 1,03·1022 ionesnº de iones Cl- = 1,709·10-2 · 6,023·1023 = 1,03·1022 iones

Por lo que el nº total de iones será la suma de cationes + aniones:

nº total iones = 2,06·1022

c) Átomos en 1 L de O2 en C.N.

A partir de la ecuación de los gases ideales P·V = n·R·T, calculamos el nº de molescorrespondiente a 1 L de O2.

n = P·V / R·T

n = (1 · 1) / (0,082 · 298) = 0,04 moles de O2

nº de moléculas = 0,04 · 6,023·1023 = 2,46·1022 moléculas de O2 en 1L

Como en cada molécula de O2 hay dos átomos de oxigeno:

nº át. O =2,46·1022 · 2 = 4,9·1022 átomos.

A.- En un gramo de un elemento metálico hay 9,5·1021 átomos. Deducir su masa atómica.

La masa atómica de un elemento es la masa de un átomo de dicho elemento, por lo que si enun gramo hay 9,5·1021 átomos, cada uno de estos átomos tiene la siguiente masa:

masa atómica real = 1 g / 9,5·1021át. = 1,05263·10-22 g/at

Los gramos son la unidad utilizada para la masa absoluta, pero en la actualidad para las masasatómicas de la Tabla Periódica se utiliza la u.m.a (unidad de masa atómica)

1 u.m.a = 1/12 parte de la masa de un átomo de 12C6 = 1,66056·10-24 g

masa atómica = 1,05263·10-22 (g/at) / 1,66056·10-24 (g/uma) = 63,3 uma/at

Esta masa se aproxima a la del átomo de Cu.

B.- El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estadofundamental, de un elemento del Sistema Periódico tiene de números cuánticos,(4,1,0,1/2). ¿Entre qué valores podría estar su número atómico?. Razónese

Solución:

El número cuántico “n” indica el nivel de energía, en este caso n = 4 , esto indica que laúltima capa del elemento es la del periodo 4

El número cuántico “l” nos indica la forma del orbital, pudiendo tomar valores desde 0 hastan-1, y correspondiendose dichos valores con las formas siguientes:

Si n = 4 , l = 0, 1, 2, 3.

l = 0 ------ orbital “s”l = 1 ------ orbital “p”l = 2 ------ orbital “d”l = 3 ------ orbital “f”.

En este caso como l = 1, se trata de un orbital “p”

El número cuántico “m” nos indica la orientación en el espacio del orbital, y puede tomarvalores desde –l hasta +l.

En este caso m = 0, por lo que se refiere al segundo orbital p, en energia.

El número cuántico “s” se refiere al sentido de giro del electrón en el orbital, sólo puedetomar valores - ½ y + ½ ya que sólo puede haber 2 electrones en cada orbital.

Por lo tanto tenemos: nivel 4, orbital p intermedio en energía.

Configuraciones posibles: 1s22s22p63s23p64s24p2 ó 1s22s22p63s23p64s24p5

Su número atómico debería ser Z = 22 para la primera configuración ó Z = 25 para lasegunda.

C.- ¿Qué enlace es más polar, el enlace entre cloro y fluor o el enlace entre cloro y yodo?.Razónese.DATOS: Electronegatividades: F (3,91); Cl (3,00); I (2,56).

En los dos casos se trata de enlaces heteronucleares (F - Cl y I - Cl), por lo que el parelectrónico de enlace será atraído por el elemento más electronegativo, siendo el enlace polar.Los dos enlaces aunque sean covalentes poseen un carácter parcialmente iónico.

En el enlace entre fluor y cloro la diferencia de electronegatividades es de 0,91, mientras queen el de cloro y yodo es de 0,44 (utilizando la escala de Pauling).

Será más polar aquel cuya diferencia de electronegatividades sea mayor, porque será mayor lafuerza de atracción de los electrones hacia el átomo más electronegativo.

Es más polar el enlace F – Cl.

C.- Sean A, B, C y D cuatro elementos del Sistema Periódico de números atómicos 35,36,37 y 38, respectivamente.a) Escribir sus configuraciones electrónicas.b) Indicar razonadamente a qué grupo y período pertenecen.c) Indicar razonadamente cuál es el elemento de mayor afinidad electrónica.d) Indicar razonadamente el tipo de enlace y dos propiedades características delcompuesto formado por A y C.

a) Según el orden de llenado de los orbitales desde los menos energéticos a los másenergéticos (Regla de Madelung), las configuraciones son:

A (Z =35) : 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5

B (Z = 36) : 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6

C (Z = 37) : 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1

D (Z = 38) : 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s2

b) El período al que pertenecen nos lo indica la capa del electrón de valencia, mientras que elgrupo se obtiene sumando el número de e- en el orbital s más el número de e- en orbitales p(de la capa de valencia).

El elemento A estaría en el período 4 y en el grupo VII A. (Br)

El elemento B estaría en el período 4, en el grupo VIII A. (Kr)

El elemento C se halla en el período 5 y en el grupo I A. (Rb)

El elemento D es el que se encuentra en el período 5 grupo II A. (Sr)

c) El elemento de mayor afinidad electrónica es aquel que tiene mayor tendencia a captarelectrones por lo tanto es el elemento A. Por el contrario, C y D tienen tendencia a captar e-, yel B es un gas noble.

d) El elemento A es un no metal ,es decir tiene tendencia a captar electrones (electronegativo)y el elemento C es un metal , con tendencia a desprender un electrón (electropositivo). Por lotanto, el enlace previsto será iónico.

Propiedades características del compuesto de fórmula empírica CA serán la capacidad dedisolverse en disolventes polares (como el agua), el elevado p.f. y la fragilidad de sus cristales.

1.- a) ¿Cuál será la configuración electrónica del elemento de Z = 20? ¿A qué grupo delSistema Periódico pertenece? ¿Qué tipo de iones formará con facilidad?.

b) Indique los posibles valores de los tres primeros números cuánticos correspondientesa los orbitales 3p y 5d.

a) Z = 20 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

El último orbital atómico con electrones es un orbital s, y está completo con 2 electrones,por ello, es un metal alcalinitérreo.

Para conseguir la configuración de gas noble, y por tanto, la máxima estabilidad, tenderá aperder los 2 electrones de la última capa, formando el ión positivo:

M - 2e- " M2+

b) Los tres primeros números cuánticos son:

- n: indica el nivel de energía y el volumen del orbital. Para el orbital 3p: n = 3; y para el 5d: n = 5- l: representa la forma del orbital, si l = 0, es un orbital s, si l = 1, es un orbital p, y l = 2 si

es tipo d El orbital 3p tiene l = 1, y el 5d tendrá l = 2.- m: esta relacionado con la orientación del orbital en el espacio, y toma los valores de –l a

+l, pasando por cero.

Así, los tres primeros números cuánticos posibles para el orbital :

- 3p, serán : n = 3, l = 1, m = (-1, 0, +1) . Es decir, tres posibilidades.

- 5d, serán: n = 5, l = 2, m = (-2, -1, 0, +1, +2) . Cinco posibilidades.

PROPUESTA I

1.- Responder razonando las respuestas, a las siguientes cuestiones que se plantean indicando si son VERDADERAS o FALSAS:

a) Los valores (3, 2, 2, +1/2) representan a un electrón situado en un orbital 3d.b) A lo largo de un periodo las propiedades químicas de los elementos son semejantes.c) La energía de ionización en un periodo aumenta de izquierda a derecha.d) Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas muy similarespero no iguales, debido a que su configuración electrónica externa varía muy poco de

unos a otros.

a) Verdadero, pues para un orbital 3d, los valores posibles de los números cuánticos serán:

n = 3 l = 2 m = - 2, - 1, 0, 1, 2 s = + 1/2, - 1/2

b) Falso, a lo largo de un período, las propiedades químicas de los elementos van variando,pues depende del número atómico de los elementos, es decir, de sus configuraciones electrónicas.

c) Verdadero. La energía o potencial de ionización es la energía que se ha de suministrar a unátomo neutro, en estado fundamental y gaseoso para arrancarle el electrón más externo.

Será menor cuanto menos atraído esté dicho electrón, o lo que es lo mismo, cuanto más lejos se encuentre del núcleo, porque el átomo tenga mayor radio, luego será más alto en el caso de los gases nobles de cada periodo. Además, al tratarse éste, de un gas noble, tiene su última capa completa, luego es muy estable en su estado fundamental, sin necesitar perder (ni ganar) electrones.

d) Verdadero; por ello constituyen una familia de elementos, con comportamientos parecidos,y que varían de forma ordenada al bajar o subir en dichos grupos.

1.- Justificar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:a) En la molécula C2H2 se presenta hibridación sp2 entre los orbitales atómicos delcarbono y del hidrógeno.b) Una molécula en la que se presentan enlaces π es mas reactiva que otra molécula quesolo tenga enlaces σ.c) Los compuestos iónicos y los metales son buenos conductores de la electricidad, seacual sea el estado en que se encuentren.d) Los compuestos covalentes tienen altas energías de disociación.

a) Falso. En la molécula de etino (CHhCH), los átomos de C presentan hibridación sp,característica del triple enlace.

b) Cierto. El enlace π es mas débil que el σ, pues el solapamiento lateral de los orbitales p noes muy acentuado. Por tanto, una molécula con algún enlace π reacciona con mas facilidadque otra que solo tenga enlaces σ. Por otra parte, el enlace σ permite la rotación del enlace,mientras que el enlace π no.

c) Falso. Los metales son buenos conductores de la electricidad en estado sólido y liquido,pero no en estado gaseoso. Los compuestos iónicos no son conductores en estado sólido, perosi lo son cuando están fundidos, ya que los iones pueden circular libremente.

d) Cierto. En general, los compuestos covalentes tienen altas energías de disociación,especialmente si poseen enlace múltiple. Pero, otros compuestos covalentes no muestranenergías de disociación tan elevadas. Por ejemplo, el F2 , debido al pequeño tamaño de losátomos de flúor hace que la repulsión entre los electrones no enlazantes sea intensa. Tambiénsirve como ejemplo el I2, que a causa del gran tamaño de los átomos de I debilita el enlacecovalente.

1.- Supongamos cuatro elementos del Sistema Periódico, A, B, C y D, cuyos númerosatómicos son 19, 20, 35 y 36, respectivamente.

a) Escriba sus configuraciones electrónicas. (0,8 puntos)b) Señale y justifique cuál de los elementos presenta mayor afinidad electrónica y cuálmenor energía de ionización (1ª energía de ionización) (0,6 puntos)c) Razone el tipo de enlace que se establecerá entre A y C. (0,6 puntos)

a) A (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

B (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

C (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p5

D (Z = 36): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6

b) Todos son elementos del periodo 4, colocados de la siguiente manera:

A B C D

La afinidad electrónica es la energía que se desprende cuando un átomo gas, neutro y enestado fundamental, toma un electrón.

El potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar a un átomo gas, neutro y enestado fundamental el electrón más externo.

Por lo tanto, al ir de izquierda a derecha, los elementos tienden a ganar electrones paracompletar su última capa y adquirir la configuración de gas noble, aumentando en este sentidola energía que desprenden, es decir, la afinidad electrónica.La máxima afinidad electrónica corresponde a C.

Del mismo modo, aumentará la energía de ionización, pues será más difícil arrancar el últimoelectrón al átomo neutro.El mínimo valor de energía de ionización corresponde a A.

c) Por sus configuraciones electrónicas, se deduce que A tenderá a perder el último electrón,dando el catión A+, mientras que C captará un electrón, completando así su última capa, yoriginando el anión C-.

A+ se unirá a C- por enlace iónico, dando el compuesto: AC.

1.- Para los elementos 3919X e 80

35 Y, indique:

a) Configuración electrónica de cada uno, así como su posición en el Sistema Periódico.b) Números cuánticos del electrón diferenciador (más externo) de cada uno de loselementos. c) Tipos de enlace entre Y-Y, X-X Y X-Y.d) El de mayor electronegatividad.e) El de menor radio iónico de los dos.

a) X (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Es el metal alcalino (grupo 1) del cuarto periodo: el potasio: K

Y (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Es el halógeno, no metal (grupo 17) del periodo 4: el bromo: Br.

b) Elemento X: electrón del orbital 4s:

n = 4 l = 0 m = 0 s = +1/2

Elemento Y: electrón del orbital 4p:

n = 4 l = 1 m = -1 s = + 1/2

c) X - X sería la unión de dos átomos metálicos, por enlace metálico.

Y - Y, resultaría un enlace covalente sencillo entre dos no metales.

X - Y, es un enlace iónico entre un catión, procedente del metal y un anión, del no metal.

d) La electronegatividad mide la fuerza con que un átomo atrae al par de electrones que lemantiene unido a otro átomo idéntico por medio de un enlace. Es mayor cuanto más arriba y a la derecha del Sistema Periódico se halle el elemento, luego: Y > X

e) K - 1 e- τ K+ K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Br + 1 e- τ Br- Br- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

El ión del Br (Y), tiene más electrones en capas internas que el del K (X), por ello, estarán menos atraídos por el núcleo, y su radio iónico será más grande.

2.- A partir de las teorías que describen el enlace metálico, explique las siguientespropiedades de los metales:

a) Conductividad eléctrica.b) Ductilidad y maleabilidad.

Según la Teoría de Orbitales Moleculares, los electrones de valencia de dos átomos enlazados,ocupan unos orbitales moleculares, que resultan de la combinación lineal de los átómicos.

Como un metal está formado por un gran número de átomos, habrá un elevado número deorbitales moleculares, con niveles de energía muy próximos entre sí, de modo que forman unabanda energética.

a) En los conductores, las bandas de energía llegan a solapar entre sí. En esos casos basta conaportar una pequeña cantidad de energía para que los electrones pasen de la de menos energíaa la de más energía, resultando ser sustancias conductoras.

Si se aumenta la temperatura a un conductor, vibran más los núcleos de los átomos, chocandocon los electrones en continuo movimiento, y reduciendo la conductividad.

Banda O.As. tipo s

Banda O.As. tipo p

b) Los metales son dúctiles y maleables, lo que significa que pueden ser deformados confacilidad, fabricandose con ellos hilos o láminas.

Esto es posible debido a que los iones positivos que están inmersos en la nube electrónica,pueden moverse y cambiar de posición sin romper los enlaces, y sin que se produzcan fuerzasrepulsivas del tipo núcleo-núcleo, permitiendo el deslizamiento de unos planos cristalinossobre otros.

3.- Considere los tres elementos siguientes, cuyos números atómicos se indican entreparéntesis: A (Z = 12), B (Z = 17), C (Z = 13). Discuta la veracidad de las afirmacionessiguientes, razonando las respuestas:

a) Los átomos de A tenderán a formar compuesto covalente con los de B, de fórmulaAB2.

b) Los átomos de B se unirán para formar una molécula diatómica con enlacecovalente.

c) Los átomos de B se unirán a los de C para formar un compuesto iónico de fórmulaCB.

d) Los átomos de A se unirán entre sí mediante un enlace metálico.

Se debe escribir la configuración electrónica de cada elemento, para así ver qué tipo de enlacetenderán a formar, de modo que se logren las estructuras más estables:

A (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2

B (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

C (Z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

A es un metal alcalinotérreo, que tiende a perder los 2 electrones de su última capa, formandoiones positivos A2+, que se unirán a iones negativos por enlace iónico.Por ser un metal, los átomos de A se unen entre sí en una red tridimensional con enlacemetálico.

B será un halógeno (no metal), que captará un electrón para adqurir la configuración de gasnoble, originando los iones negativos B-, que se unirán a iones positivos por enlace iónico.Además, pueden unirse 2 átomos de B entre sí compartiendo un par de elctrones, es decir,mediante enlace covalente.

C es un metal, que tiende a perder los 3 electrones de su última capa (o capa de valencia),formando cationes C3+,que se unirán a iones negativos por enlace iónico.Por ser un metal, los átomos de C se unen entre sí en una red tridimensional con enlacemetálico.

a) Falsa. A y B se unirán tras haberse transformado en sus iones correspondientes, A2+ y B- ,por tanto será a través de un enlace iónico, dando el compuesto iónico de fórmula AB2.

b) Verdadera. Cada átomo de B puede compartir un electrón por enlace covalente, y asíformar una molécula diatómica B2.

c) Falsa. Es posible la formación de un compuesto iónico entre B y C, pero como los ionesque se unen son B- y C3+, su fórmula sería CB3.

d) Verdadera. Como ya se ha explicado, A formará una red metálica de iones A2+ en losnudos, y estos iones estan inmersos en una especie de gas electrónico.

2.- Explique el concepto de hibridación y aplíquelo al caso del carbono en el CH4 y elC2H4. Números atómicos: C = 6, H = 1.

La hibridación de orbitales atómicos consiste en la combinación lineal de los orbitalesatómicos de un mismo elemento para dar el mismo número de orbitales híbridos que losatómicos de partida, con la misma energía y forma entre sí, pero con distinta orientación en elespacio:

El carbono presenta hibridación sp2 en los compestos en los que se une a otro átomo decarbono por enlace doble, por ejemplo el eteno: CH2 = CH2

En primer lugar se escribe la configuración electrónica fundamental del C:

C (Z = 6): 1s22s22p2 (cov = 2)

C (Z = 6): 1s22s12p3 (cov = 4)

La hibridación sp2 implica la combinación lineal de un orbital 2s con 2 orbitales 2p, dando 3orbitales híbridos sp2 dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero; pero queda unorbital 2p sin hibridar, perpendicular al plano del triángulo.

2s 2p 2p 3 orbitales sp2

Al enlazarse 2 átomos de C, habrá un enlace ó (frontal) entre orbitales híbridos sp2 de los 2C, pero además, otro enlace tipo ð (lateral y más débil) entre los orbitales 2p sin hibridar deambos C: ð

H HH H

C C C ó CH H

H H

ð

En el metano, CH4, el carbono presenta hibridación sp3. Esta hibridación se da en loscompuestos en los que se une a otro átomo de carbono por enlace sencillo, o en este caso,donde los 4 enlaces C– H son sencillos:

C (Z = 6): 1s22s22p2 (cov = 2)

C (Z = 6): 1s22s12p3 (cov = 4)

La hibridación sp3 implica la combinación lineal de un orbital 2s con 3 orbitales 2p, dando 4orbitales híbridos sp3 , dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular.

2s 2p 4 orbitales sp3

Al enlazarse 4 átomos de H, habrá 4 enlaces ó (frontales) entre orbitales híbridos sp3 del C ylos orbitales 1s de los cuatro H:

H HH

HC C

HH H

H

1.– Analogías y diferencias entre los modelos atómicos de Rutherford y Bohr.

El modelo de Ernst Rutherford, formulado en 1911, está basado en ideas de la física clásica, y es laconsecuencia directa de los experimentos por él realizados. Estos consistieron en bombardearfinísimas láminas de metal (Au) con partículas α procedentes de diversas fuentes aceleradorasradiactivas.

Estudiando la desviación angular que experimentaban dichas partículas, propuso al átomo como unnúcleo, cargado positivamente, que concentraría la casi totalidad de la masa. En el exterior, y adistancias muy considerables, se encontrarían los electrones girando alrededor del núcleo (cortezaelectrónica).

Este modelo presentaba serios problemas a la hora de justificar algunos hechos conocidos en aquelentonces, por lo que fue corregido. Las dificultades que presentaba fueron superadas por elconocido modelo de Bohr, y éstas serán, por tanto, las diferencias entre ambos modelos.

Como analogía fundamental tenemos el que ambos modelos son del tipo planetario, es decir,consideran al átomo como núcleo (cargado positivamente), rodeado de una serie de capas (uórbitas) donde giran los electrones.

Estos dos modelos citados presentan las siguientes diferencias:

a) La física clásica, en la que se basa el modelo de Rutherford, establece que una carga eléctrica algirar emite energía; por tanto, el electrón iría perdiendo velocidad y acabaría atraído por el núcleo.Bohr establece que el electrón gira en unas órbitas especiales, llamadas estacionarias, donde elelectrón no emite energía, por lo que va a mantener su velocidad.

b) En el modelo de Rutherford, el electrón puede girar en infinitas órbitas; el modelo de Bohr“cuantifica” las órbitas. Es decir, sólo son posibles algunas órbitas, dependiendo del valor de unnúmero cuántico, llamado principal (n), que influye en el momento angular del electrón..

c) Según el modelo de Bohr, el electrón puede saltar de una órbita a otra, absorbiendo o emitiendoenergía en forma de cuantos proporcionales a la frecuencia v. El modelo de Rutherford nocontempla esta posibilidad.

Los apartados b) y c) (junto con otros descubrimientos científicos) condujeron a una nueva física y,en concreto, en el caso del átomo, al llamado modelo mecáno-cuántico. Además, permitieron unaprimera explicación de las líneas espectrales de algunos átomos sencillos, no solo el caso delhidrógeno.

2.- Explique brevemente:

a) El concepto de orbital atómico.b) El significado del espectro de emisión de un elemento químico.

a) El concepto de orbital atómico, surge con la mecánica cuántica, debido a que no se puedeconocer, simultáneamente, y con exactitud, la posición y la cantidad de movimiento delelectrón.

Un orbital se define como la región del átomo donde es más probable encontrar al electrón.

b) El espectro de emisión de un elemento químico, es el producido por las radiacioneselectromagnéticas que emite directamente un cuerpo; dependerá de su naturaleza, y de lascondiciones a que lo sometemos para provocar la emisión.

Consiste en un conjunto de lineas con cierta separación que corresponden, cada una, a unadeterminada longitud de onda emitida por dicho cuerpo.

3.- a) Defina el concepto de energía de ionización de un elemento, y explique cómo varíaesta propiedad en un grupo y en un período de la tabla periódica.

b) Clasifique los siguientes elementos según su energía de ionización, razonando larespuesta: rubidio, argón, oxígeno, litio y aluminio.

a) Energía o potencial de ionización (Ei), es la energía que se debe aportar a un átomo de unelemento gaseoso, neutro y en estado fundamental, para arrancarle su electrón más externo.

Por tanto, Ei dependerá de la fuerza con que los electrones son atraídos por el núcleo.

Así, al bajar en los grupos, aumenta el radio atómico, luego los electrones más externosestarán más lejos, y menos atraídos por el núcleo, resultando más fácil arrancar uno, siendomenor el potencial de ionización.

En los periodos, al movernos hacia la derecha, se van llenado los orbitales p de los elementos,hasta llegar al gas noble que los tiene completos. Como los elementos tienden a alcanzar laconfiguración de gas noble, que es la más estable, será cada vez más difícil arrancar unelectrón, pues el elemento, tenderá a ganarlo. La energía de ionización, entonces, aumenta aldesplazarnos hacia la derecha.

b) Se deben situar los elementos dados en el Sistema Periódico:

Rubidio = metal alcalino, de configuración externa ns1

Argón = gas noble, de configuración externa ns2p6

Oxígeno = anfígeno, de configuración externa ns2p4

Litio = metal alcalino, de configuración externa ns1

Aluminio = boroideo, de configuración externa ns2p1

En los que se precisa más energía para arrancar un electrón es en los elementos p:

Ar > O > Al.

De los dos alcalinos, el litio pertenece al segundo período, y el rubidio al quinto, por lo quelos electrones de éste último estarán atraídos con menos fuerza, siendo necesaria menosenergía para arrancarlos. Así el orden de Ei será:

Li > Rb.

Por lo tanto, de mayor a menor energía de ionización en unidades eV el orden sería:

Ar (15,8) > O (13,6) > Al (6,0) > Li (5,4) > Rb (4,2)

2.- A dos elementos químicos les corresponden los números atómicos 17 y 55.a) Escriba sus configuraciones electrónicas.b) Justifique su carácter metálico o no metálico.c) Razone cuál es más electronegativo.d) Razone cuál tienen mayor volumen atómico.

a) Z = 17: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Z = 55: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1

b) El elemento de Z = 17, es un halógeno, es decir, un no metal, que tiende a captar unelectrón para completar su última capa.Sin embargo, el elemento de Z = 55, es un elemento del primer grupo, esto es, un alcalino,que para ser más estable tiende a perder el electrón más externo; comportamiento propio delos metales.

c) La electronegatividad (medida de la fuerza con que un átomo atrae al par de electrones deun enlace), crece hacia la derecha en los periodos y hacia arriba en los grupos; por ello, eneste caso es claro que es más electronegativo el halógeno.

d) El alcalino pertenece al periodo 6, mientras que el halógeno al 3; por ello, el alcalino tendrámayor número de capas de electrones, lo que implica un mayor volumen atómico.

2.- Decir qué tipo de enlace existirá entre: A) Nitrógeno e Hidrógeno (0,5 puntos). B)Flúor y Sodio (0,5 puntos). C) Neón y Helio (0,5 puntos). D) Átomos de Escandio (0,5puntos). Dé una breve explicación a sus respuestas.

a) El Nitrógeno y el Hidrógeno formarán un enlace de tipo covalente debido a que los dos átomosson electronegativos. Al no poder ceder electrones con facilidad los comparten con los átomoscon los que forman enlaces.

b) El Flúor y el Sodio formarán un enlace iónico debido a la diferencia de electronegatividad delos dos átomos. El Flúor es el elemento más electronegativo de la tabla y el Sodio es muyelectropositivo, por lo tanto, el primero tiende a captar electrones y el segundo a cederlos. ElSodio cederá un electrón al Flúor y los dos quedarán ionizados. El enlace se produce poratracción electrostática entre los iones de distinto signo.

c) El Neón y el Helio no formarán enlaces ya que los dos son gases nobles. No tienen tendencia aganar ni perder electrones ya que cumplen la regla del octeto (tienen completa su capa devalencia).

d) Entre átomos de Escandio se formará un enlace metálico. El Escandio es un metal de transicióny, por tanto, tiene pocos electrones en su capa de valencia. No formará enlaces covalentes, sinoque se forma una estructura en la que los átomos del metal se encuentran rodeados de una “nube”de electrones. Esta estructura se mantiene debido a las fuerzas de atracción entre los protones ylos electrones libres.

2.- a) Explicar la hibridación sp2 del carbono, e ilústrela con un ejemplo.Nº atómico del C = 6. (1 punto)

b) Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:a) 1s2 2s2 2p5; b) 1s2 2s2 2p6; c) 1s2 2s2 2p6 3s1; d) 1s2 2s2 2p6 3s2

Ordenarlas de forma que aumente gradualmente el valor del primer potencial deionización (0,5 puntos), e indicar cuál es el elemento más electronegativo (0,5 puntos).

a) El carbono presenta hibridación sp2 en los compestos en los que se une a otro átomo decarbono por enlace doble, por ejemplo el eteno: CH2 = CH2

La configuración electrónica del átomo de C en estado fundamental es:

C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2

La hibridación sp2 implica la combinación lineal de un orbital 2s con 2 orbitales 2p, dando 3orbitales híbridos sp2 , dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero; pero queda unorbital 2p sin hibridar, perpendicular al plano del triángulo.

2s 2p 2p híbridos sp2

Al enlazarse 2 átomos de C, se forma un enlace r (frontal) entre orbitales híbridos sp2 de los 2C, pero además, otro enlace tipo o (lateral y más débil) entre los orbitales 2p sin hibridar deambos C:

H HH r H

C C C CH H

H H

o

b) Observando la configuración electrónica de la última capa, o capa de valencia, se puedesaber el grupo al que pertenece cada elemento, y así su posición en la Tabla Periódica, de lacual derivan sus propiedades.

# # ###

# # ###

a) 2s2 2p5 , hay 7 electrones en la capa de valencia: es un halógeno de Z = 9.

b) 2s22p6 , hay 8 electrones en la capa de valencia: es un gas noble, de Z = 10.

c) 3s1, hay un electrón en la capa de valencia: es un alcalino de Z = 11.

d) 3s2, hay 2 electrones en la capa de valencia: es un alcalinotérreo de Z = 12.

El potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar a un átomo gaseoso, neutro yen estado fundamental, el electrón más externo, y convertirlo en un ión positivo.

Esto se hace más difícil a medida que aumenta el número de electrones que hay en esa últimacapa, requiriendo así más energía cada vez; luego en este caso, el orden creciente de P.I. seríael siguiente:

gas noble (b) > halógeno (a) > alcalinotérreo (d) > alcalino (c)

La electronegatividad es la medida de la fuerza de atracción de los electrones delenlace por cada uno de los átomos implicados en él.

Existe una escala, llamada de Pauling, con valores de electronegatividades en un rango de 0,7a 4 para cada elemento del sistema periódico, siendo el elemento más electronegativo el flúor,que es precisamente el halógeno del caso a).

1.- Explique la polaridad de los enlaces en la molécula de amoníaco (NH3), su estructurapiramidal con ángulos de enlace HNH de 107º, y el momento dipolar de la molécula.Utilice la teoría de hibridación de orbitales atómicos.

En la molécula de amoníaco, el N está unido a 3 átomos de H mediante 3 enlaces covalentesiguales, que son polares debido a la diferencia de electronegatividad entre el N (e = 3,0 ) y elH (e = 2,1).

Según las configuraciones electrónicas del N (1s2 2s2 2p3) y el H (1s1) podría haber 3 enlacescovalentes entre los 3 orbitales semillenos 2p del N y cada orbital 1s del H, pero los ángulosde enlace corresponderían a ángulos entre orbitales p, es decir, serían de 90º, lo cual, como seve en el enunciado, no corresponde con los datos experimentales.

Para explicar esta molécula se recurre a la hibridación de orbitales atómicos:

El N combinaría linealmente su orbital 2s con los 3 orbitales 2p, dando 4 orbitales híbridossp3, de igual forma y energía, y orientados hacia los vértices de un tetraedro regular.

2s 2p híbridos sp3

N H

H H

En este caso, el ángulo teórico esperado sería de 109,5º, pero como resulta que en uno de losorbitales sp3 hay 2 electrones apareados, aparecen repulsiones, que cierran el ángulo de enlaceHNH hasta 107º. Se dice, entonces, que presenta una estructura piramidal:

. .

N

H H H

# # ##$ #$ # # #

El átomo de nitrógeno es más electronegativo que el de hidrógeno, luego atráe másfuertemente el par de electrones del enlace. A continuación, dibujamos los momentosdipolares dirigidos hacia los N, y se observa que la resultante no es nula, luego es unamolécula polar:

. .

N

H H H l resultante g 0 ( molécula polar).

1.- a) Indicar razonadamente una combinación de valores posibles para los números cuánticos de electrón diferenciante en el átomo de yodo.

b) Deducir razonadamente las valencias covalentes del yodo.c) ¿Cuántos átomos hay en un gramo de yodo?

Datos: Yodo: Nº atómico, Z=53. Masa atómica, 127.

a) Z=53 Configuración electrónica del yodo: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10 5s2p5

[Kr] 5s2p5

Números cuánticos posibles: n=5; l = 1; n = -1 ,0 ,1; s = 1/2,-1/2

Los electrones van llenando los orbitales de menor energía a mayor energía. La energía vienecuantizada por los números cuánticos n y l ( la energía). Si hay electrones que tienen el mismonúmero cuántico n y el l, se establece que tienen menor energía los orbitales con mayor númerocuántico m. En cuanto al número de spín se considera que tiene menor energía el valor +1/2.Teniendo en cuenta esto el electrón diferenciante ( electrón que diferencia a un elemento de la tablaperiódica con otro) tendría de números cuánticos: n = 5 l = 1 n = 0 s = +1/2

Cuaterna de numeros (5,1,0,1/2)

b) Entendemos por formación de enlace covalente la posibilidad de unirse con otros elementos oconsigo mismo, esto último lo determina el nº de electrones desapareados.

Al tener en su última capa (5s2p5) un electrón desapareado, podría formar un enlace covalente(covalencia 1). Si se excitase un electrón del subnivel p al d, habría tres electrones desapareados, ypodría formar 3 enlaces covalentes (covalencia 3). Si saltase otro electrón del p al d, ahora habría 5electrones desapareados y por tanto podría formar hasta 5 enlaces covalentes (covalencia 5). Siademás se produjera otra transición electrónica del subnivel s al d la covalencia sería ahora 7.

c) 1g de I

atómicamgmasa

molesn)(

º = n=1/127=7,874·10-3 moles de I

7,874 · 10-3 · NA = 4,74· 1021 átomos de I

2.- a) Definir potencial (o energía ) de ionización y afinidad electrónica.b) Indicar razonadamente cómo varían estas propiedades en un grupo y en un

periodo del Sistema Periódico.

a) El potencial de ionización (Ei) de un átomo, es la energía necesaria para arrancar un electrón deese átomo en fase gaseosa.

Existe también, un 2º y hasta un 3º potencial de ionización, cada uno es mayor que el anterior,porque al haber menor número de electrones disminuye el efecto de pantalla y aumenta la carganuclear efectiva.

Atomo + Ei <--> Ion+ + e-

La afinidad electrónica (A.E.) se define como la energía que desprende un átomo neutro, gaseoso yen estado fundamental al captar un electrón, formándose un ion gaseoso con carga negativa.

Esta propiedad es, pues, contraria a la Ei.

Atomo + e- <--> Ion- + AE

b) Es más fácil arrancar, del átomo, un electrón en el subnivel d que en el p, y éste es más fácil queotro electrón en el. s.

Los elementos de menor potencial, son los alcalinos y los de mayor potencial, son los gasesnobles.

En un grupo, salvo cierta excepciones (grupo del B y del N), el potencial disminuye al aumentar Zpuesto que, al haber mas capas electrónica internas, los electrones de valencia estan másdebilmente atraidos. En un periodo el potencial aumenta al aumentar Z, ya que habiendo unmismo número de capas electrónicas, al ser mayor la carga nuclear efectiva, el átomo está mascontraido y los electrones de valencia más fuertemente atraidos.

La tendencia de variación para la A.E. es similar a la de la Ei.

+

+

Ei y AE

3.- a) Definir energía reticularb) Relacionar la energía reticular con otras energías en el ciclo de Born-Haber.c) Ordenar razonadamente los siguientes compuestos de mayor a menor punto de

fusión: sulfuro de calcio, sulfuro de magnesio y sulfuro de bario.

Datos: Números atómicos: Mg (Z=12); S ( Z=16); Ca (Z=20); Ba (Z=56).

a) La Energía reticular (U) es la energía necesaria para separar totalmente los iones que forman unared cristalina hasta una distancia infinita. Resulta ser un índice para medir la estabilidad de loscompuestos iónicos. Ccuanto mayor sea la energía reticular, mas favorecida está la formación delcristal.

U =NA⋅ M ⋅ Z1 ⋅ Z2 ⋅e2

R0

⋅ 1 −1 n( )

b) El ciclo de Born-Haber es un modelo teórico, que permite el cálculo de la energía reticular,mostrando las energías implicadas en la formación del cristal iónico.

En el caso del NaCl, las etapas a considerar son:1) Sublimación del metal Na (Es); 2) Disociación del no metal Cl2 (Ed); 3) Ionización del metal(Ei); 4) Ionización de no metal (AE); 5) Aproximación de los iones hasta la distancia a la quequedarán en el cristal (U).

La energías Es, Ed y Ei son aportadas, y por el contrario la A.E. y la U son desprendidas.

-Ef = Es + 1/2 Ed + Ei - A.E. - U.

c) CaS, MgS y BaS

El que un compuesto iónico tenga mayor o menor punto de fusión depende de la intensidad de lasfuerzas interiónicas. El factor determinante será el radio de los cationes, puesto que los otrosfactores son iguales en las tres sales: carga y radio del anión S2-.

Todos los cationes pertenecen al grupo de los alcalinoterreos, por lo que los radios aumentansegún aumenta Z. Al aumentar R0 disminuye la energía reticular y el punto de fusión disminuye.

Radio iónico: Ba(Z=56) > Ca(Z=20) > Mg(Z=12)

Puntos de fusión: MgS > CaS > BaS

1.- Sean A, B, C y D cuatro elementos del Sistema Periódico, con números atómicos 15,17, 36 y 55 respectivamente.a) Escribir su configuración electrónica.b) Ordenarlos razonadamente de mayor a menor potencial (o energía) de ionización.

a) Z=15 (A)1s2 2s2p6 3s2p3 (P, 3º período, grupo Va)

Z=17 (B)1s2 2s2p6 3s2p5 (Cl, 3º período, grupo VIIa)

Z=36 (C)1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 (Kr, 4º período, grupo VIIIa)

Z=55 (D)1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10 5s2p6 6s1 (Cs, 6º período, grupo Ia)

b) El potencial de ionización (Ei) de un átomo, es la energía necesaria para arrancar unelectrón de ese átomo en fase gaseosa.

Es más fácil arrancar del átomo un electrón del subnivel d que del p y éste es más fácil que otroelectrón del s.

Los elementos de menos potencial, son los alcalinos y los de mayor son los gases nobles.En un grupo la energía de ionización disminuye al aumentar Z, en un periodo la energía deionización aumenta al aumentar Z.

Existe también, un 2º y hasta un 3º potencial de ionización, cada uno es mayor que el anterior,porque al haber menor número de electrones disminuye el efecto de pantalla y aumenta la carganuclear efectiva.

Atomo + Ei <--> Ion+ + e-

+

+ Ei. (energía de ionización)

Teniendo en cuenta todo esto, el orden decreciente de potenciales de ionización será: C>B>A>D

2.-Sean los cuatro elementos citados en la cuestión anterior:a) Indicar razonadamente a qué grupo y período del Sistema Periódico pertenecen.b) Indicar entre ellos razonadamente, los metales, no metales, elementos de

transición y gases nobles.c) Indicar razonadamente qué clase de compuestos se forma entre los elementos A y

B. Citar dos propiedades características de esta clase de compuestos.d) Indicar razonadamente qué clase de compuesto se forma entre los elementos B y D.

Citar dos propiedades características de esta clase de compuestos.

a) El elemento A, al ser su última capa la 3, pertenece al 3º periodo y al poseer la configuraciónns2p3, está en el grupo Va de los nitrogenoides (P).

El elemento B, al ser su última capa la 3, también está en el 3º periodo , y al tener deconfiguración ns2p5 pertenece al grupo VIIa de los halógenos Cl).

El elemento C, al ser su última capa la 4, su periodo es el 4º, y por tener de configuraciónns2p6, es un gas noble, grupo VIIIa (Kr).

El elemento D, al ser su última capa la 6,es del 6º periodo, y al tener de configuración ns1 es unalcalino, grupo Ia (Cs).

b) El elemento D es un metal, por tener en su última capa la configuración ns1.Son no metales, los elementos A y B, por tener en su última capa estructura s2px.El elemento C es un gas noble ya que posee un octeto en su última capa, ns2p6.

c) Entre los elementos A y B se forman compuestos covalentes, ya que ambos tienen parecidaelectronegatividad (Ej: PCl3 y PCl5). Algunas propiedades características de estos compuestosson: punto de fusión bajo (suelen ser gases), son sustancias mecánicamente blandas, formanmoléculas discretas

d) Entre los elementos B y D se forman compuestos iónicos, al tener muy diferenteelectronegatividad ambos átomos (CsCl). Sus propiedades más comunes son: punto de fusiónalto, sustancias mecánicamente duras , no forman móleculas sino reticulos cristalinos.

1.- Describa la estructura y enlace en las moléculas de trifluoruro de boro y deamoníaco. ¿Presentan la misma geometría? Razone la respuesta. (1punto).

Primero vamos a determinar la geometría de las moléculas BF3 y NH3 mediante la estructura deLewis:

F:B:F H:N:HF H

El Boro distribuye los tres pares de electrones que le rodean en los vértices de un triánguloequilátero, lo que explica la geometría triangular plana de la molécula BF3.

El Nitrógeno distribuye los cuatro pares de electrones que le rodean en los vértices de untetraedro. Uno de los pares queda sin formar enlace y los tres restantes forman los tres enlacescovalentes de la molécula, que será, pues, piramidal.

F F H B BF3 ángulo = 120º

N F H H NH3 ángulo = 107,3º

H

Los enlaces B-F y N-H son fuertemente polares, ya que Boro e Hidrógeno poseen unaelectronegatividad media y, en cambio, el Fluor y el Nitrógeno son muy electronegativos. Perocomo la molécula BF3 es simétrica, se anulan los momentos dipolares parciales de sus enlaces yresulta apolar. No ocurre lo mismo con la molécula NH3, que, al ser piramidal, permite que losdipolos de sus enlaces se sumen y den una molécula fuertemente polar.

3.- Enuncie el Principio de exclusión de Pauli y explique cuál, o cuáles, de lassiguientes configuraciones electrónicas no son posibles de acuerdo con este principio:

a) ls2 3s1; b) 1s2 2s2 2p7; c) 1s2 2s2 2p6 3d6; d) ls2 2s2 2d1 . (1 punto).

El principio de exclusión de Pauli determina que en un mismo átomo no pueden existir doselectrones con los valores de los cuatro números cuánticos iguales (en un orbital caben, pues,un máximo de 2 electrones) . Por lo tanto:

a) ls2 3s1

Configuración correcta, aunque corresponde a un átomo excitado, ya que el electrón másexterno no está en el nivel de menor energía posible (2s).

b) 1s22s2p7

Incorrecto. Dos de los siete electrones 2p tendrían los cuatro números cuánticos iguales. Losvalores de los números cuánticos de los tres orbitales 2p serían:

n=2, l=1, ml = -1n=2, l=1, ml = On=2, l=1, ml = +l

y cada uno puede albergar como máximo dos electrones, puesto quesólo son dos los valores posibles del cuarto número cuántico rns (+1/2 y -1/2).

Es decir en el subnivel p caben un máximo de 6 electrones.

c) 1s2 2s2 2p6 3d6

Configuración correcta según el principio de Pauli, pero algo extraña, pues habría seiselectrones excitados y, además, todos ellos ocupando el subnivel de elevada energía 3d.

d) ls2 2s2 2d1

Incorrecta. Aunque no contradice el principio de exclusión dePauli, no puede haber orbitales den el 2º nivel energético, ya que éstos se caracterizan por: n = 2 l = 0 (subnivel s) n = 2 l = 1 (subnivel p)