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IES REY FERNANDO VI
SAN FERNANDO DE HENARES
DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA
Problemas
de 2º Química
Estructura de la materia
Profesor : Jesús Millán Crespo
Grupo : Química 2º de Bachillerato
Fecha : 07 de mayo de 2015
Estructura de la materia 1-30 Problemas resueltos
Estructura de la materia
1. Explique las diferencias y analogías de las siguientes sustancias: Calcio, sulfato de sodio,
etano; en cuanto a:
a) Estado de agregación.
b) Solubilidad en agua.
c) Conductividad eléctrica.
Solución:
Estado de agregación Solubilidad en agua Conductividad térmica
Ca Sólido Reacciona Si
2 4Na SO Sólido Si En disolución o fundido
3 3CH CH gas No No
2. Dadas las configuraciones electrónicas que figuran en la tabla adjunta:
a) Complete la tabla,
copiando las columnas A, B,
C y D en el pliego de examen
(En la columna B deberá
escribir el tipo de orbital
donde se sitúa el último
electrón).
b) Razone como varía el
radio atómico de estos
elementos y su potencial de
ionización.
c) ¿Cuál será el orden de
enlace de las moléculas de aquellos elementos que las formen?
Solución:
a) La tabla completa con la configuración electrónica de los elementos es la siguiente.
b) El radio atómico disminuye ligeramente a lo largo de un periodo, debido
fundamentalmente a que aumenta la carga del núcleo.
Li Be B C N O F NeR R R R R R R R .
c) El orden de enlace par el nitrógeno es 3, para el oxígeno es 2, para el flúor es 1 y para el Ne
es 0, y tiene que ver con el número de electrones que les faltan para alcanzar el octeto
Ne
Ne
Estructura de la materia 2-30 Problemas resueltos
electrónico.
3. a) Justifique las diferencias en los puntos de ebullición de los siguientes compuestos de
hidrógeno: HF (P.E. = 20 °C), HCl (P.E. = -85 °C) y H2O (P.E. = 100 °C).
b) Deduzca si el H2S tendrá un P.E. mayor o menor que el agua.
Solución:
a) Todos ellos son compuestos con hidrógeno y algún elemento fuertemente electronegativo,
por tanto presentan enlaces por puente de hidrógeno.
El elemento más electronegativo es el flúor y es donde se presentan los enlaces por puente de
hidrógeno más fuertes formando dímeros H2F2. El fluoruro de hidrógeno es líquido.
Después el elemento más electronegativo es el oxígeno. En él se presentan también enlaces
muy fuertes por puente de hidrógeno que se extienden a todas las moléculas. Cada oxígeno se
une a dos hidrógenos por enlace covalente y a otros dos por puente de hidrógeno. El agua
también es líquida.
El cloro es bastante menos electronegativo y sus puentes de hidrógeno son más débiles. El
cloruro de hidrógeno es gas.
b) El azufre es todavía menos electronegativo y el sulfuro de hidrogeno será un gas con un
punto de ebullición mucho menor que el agua.
4. La figura adjunta representa la variación de la
energía en función de la distancia internuclear para dos
átomos de hidrógeno. Razone:
a) Por qué tiene esa forma.
b) Si el hidrógeno es una especie molecular.
c) Si se tratase de dos átomos de helio, ¿sería análogo
el comportamiento?
Solución:
a) La gráfica tiene esta forma porque cuando los
átomos de hidrógeno están muy separados no hay
interacción entre ellos y su energía es cero. A medida
que se acercan aparecen interacciones electrostáticas
entre los electrones y los núcleos de ambos átomos y disminuye la energía del sistema, el
sistema es más estable. Hay una distancia, la longitud de enlace, en que esta energía es
mínima. Si se acercan más los átomos aparecen fuerzas de repulsión núcleo-núcleo y electrón-
electrón aumentando mucho la energía del sistema y perdiendo estabilidad.
b) Si, los átomos unidos tienen menos energía que separados, forman una estructura más
estable.
c) No, porque el helio ya tiene el octeto completo y no forma enlace.
5. Justificar:
a) En qué grupos del sistema periódico se encuentran los tres elementos más electronegativos.
b) A que grupos pertenecen los elementos que forman cationes más fácilmente.
c) Cómo varía la basicidad de los aniones simples en el grupo VII del sistema periódico.
d) Para que se forme un enlace iónico a qué grupo o grupos de los anteriores deben pertenecer
los elementos.
Solución:
a) Los elementos más electronegativos son el F, el O y el Cl, y se encuentran en el grupo de
los halógenos y anfígenos, grupos 16 y 17.
b) Al grupo de los alcalinos, al grupo 1. Tienen todos ellos un potencial de ionización muy
bajo y forman cationes monovalentes que tienen configuración electrónica de gas noble muy
Estructura de la materia 3-30 Problemas resueltos
estable.
c) Los aniones del grupo VII(17) son bases conjugadas de ácidos fuertes. Los ácidos HX
aumentan su acidez con el tamaño del anión, hacia abajo, por tanto el anión, su base
conjugada aumenta su basicidad hacia arriba, al revés, cuando el anión se haga más pequeño.
d) El enlace iónico se forma entre elementos de muy diferente electronegatividad, en este caso
se formará entre los elementos del grupo 1 y los del grupo 17(VII).
6. Dadas las siguientes estructuras:
Razónese, cual o cuales corresponden a elementos y, cual o cuales a compuestos y, dígase qué
tipo de enlace hay en cada caso.
Solución:
A y C son elementos porque los átomos son todos iguales.
A presenta enlace covalente atómico, se extiende por todo el espacio sin formar moléculas
discretas.
C presenta enlace metálico, átomos iguales formando una estructura cristalina regular.
B y D son compuestos porque están formados por distinto tipo de átomos.
B presenta enlace iónico, tiene una estructura cristalina sin formar moléculas discretas.
D tiene enlace covalente molecular, está formando moléculas discretas.
7. a) Establezca cuáles de las siguientes series de números
cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar
el estado de un electrón en un átomo:
b) Diga en qué tipo de orbital atómico estarían situados los
que son posibles.
Solución:
La serie I (0, 0, 0, +½) no es posible, el número cuántico
principal “n” no puede ser cero, los valores posibles para este número son n=1, 2, 3, …
La serie II (1, 1, 0, +½) tampoco es posible, si “n” es igual a 1, “l” no puede valer 1. Los
posibles valores del número cuántico secundario son: l=0, 1, 2, … (n-1).
La serie III (1, 0, 0, -½) si es posible, corresponde a un electrón que se encuentre en el orbital
1s.
n=1 indica el primer nivel de energía.
l=0 indica la forma del orbital que para l=1 se trata de un orbital esférico.
m=0 indica la orientación del orbital, que en un orbital esférico no existe.
s ½ indica uno de los dos posibles valores que puede tomar el spín del electrón.
La serie IV (2, 1, -2, +½) no es posible, el número cuántico magnético “m” no puede valer -2
cuando el secundario “ñ” vale 1. Los valores que toma el número quántico magnético son:
m=+l, …0… -l.
Serie n l m s
I 0 0 0 + ½
II 1 1 0 + ½
III 1 0 0 - ½
IV 2 1 -2 + ½
V 2 1 -1 + ½
Estructura de la materia 4-30 Problemas resueltos
La serie V(2, 1, -1, +½) si es posible, corresponde a un electrón que se encuentre en el orbital
2p.
n=2 indica el segundo nivel de energía.
l=1 indica la forma del orbital que para l=1 se trata de un orbital p.
m=-1 indica la orientación del orbital, que en un orbital p puede ser x, y, ó z.
s= ½ indica uno de los dos posibles valores que puede tomar el spín del electrón.
8. a) Diseñe un ciclo de Born-Haber para el MgCl2.
b) Defina al menos cuatro de los siguientes conceptos: energía de ionización, energía de
disociación, afinidad electrónica, energía reticular, calor de formación y calor de sublimación.
Solución:
a) el ciclo de Born-Haber para el MgCl2 es el siguiente:
b)
Al ser un ciclo cerrado, según la ley de Hess, 0H m y se tiene que cumplir:
2 2 2
0 0 0 0 0 0
( ) ( ) ( ) ( ) ( )2MgCl f s Mg D Cl AE Cl I Mg I Mg
U H H H H H H
Donde: 0
fH : Es la entalpía de formación estándar del MgCl2.
0
( )s MgH : Es el calor de sublimación del magnesio.
2
0
( )D ClH : Es la energía de disociación del Cl2.
2
0
( )AE ClH : Es la afinidad electrónica del Cl.
0
( )I MgH y 0
( )I MgH : son los potenciales de ionización del Mg y del Mg
+.
2MgClU : Es la energía reticular del NgCl2.
b) Energía de ionización: Es la energía necesaria para arrancar el electrón mas débilmente
unido a un mol de átomos gaseosos del elemento.
Energía de disociación: Es la energía necesaria para romper los enlaces de un mol de
moléculas diatómicas gaseosas.
Afinidad electrónica: Es la energía desprendida por un mol de átomos en estado gaseoso
cuando aceptan un electrón.
Energía reticular de un compuesto iónico es la energía que se desprende al formarse un mol
de compuesto cristalino a partir de sus iones en estado gaseoso.
Calor de formación: Es la energía absorbida o desprendida en la reacción de formación de un
mol de compuesto a partir de sus elementos en estado natural y en condiciones estándar de 1
atm y 25 ºC.
Estructura de la materia 5-30 Problemas resueltos
Calor de sublimación: Es la energía intercambiada cuando un mol de compuesto en estado
sólido sublima y pasa a estado gaseoso.
9. Supuesto que se conocen los números cuánticos “n”, “1” y “m”, que definen el estado del
último electrón que forma parte de la corteza de un elemento E. Razone si puede saberse:
a) Si será oxidante o reductor.
b) Si es un metal o no metal.
c) Si será muy electronegativo.
d) Si su volumen atómico será elevado.
Solución:
a) Oxidantes son elementos que quieren ganar electrones y reductores son aquellos que
quieren perder electrones. Serán oxidantes los elementos que tengan l=1 (orbital p) y estén
terminando de llenar el orbital (p5 o p
6), pero el valor de m no nos dice cuantos electrones hay
en el último nivel. Sin embargo serán reductores los elementos que tengan l=0 (orbital s) y
tengan uno o dos electrones, que van a querer perder fácilmente.
b) Si puede saberse aproximadamente. Si l=0 (alcalinos y alcalinotérreos), l=2 (metales de
transición) y l=1 (no metales). Aunque si n es my alto en este último caso también serán
metales.
c) No será fácil, si n es bajo, l=1 (no metal) y se está terminando de llenar el orbital (p5 o p
6)
será muy electronegativo, pero el valor de m no nos dice cuantos electrones hay en el último
orbital.
d) Si se puede saber aproximadamente, El volumen atómico aumenta fundamentalmente con
n. A lo largo de un periodo es mayor para l=0, que para l =2, que para l=1.
10. Rellenar el siguiente cuadro poniendo en cada casilla la fórmula del elemento o de un
compuesto que formen entre ellos, el tipo de enlace (C = covalente, I = iónico, M = metálico)
y el estado de agregación (S = sólido, L = líquido, G = gas), tal como aparece en el ejemplo.
Cl H O Ca
Cl
H CaH2 I S
O
Ca
Solución:
Cl H O Ca
Cl Cl2 C G HCl C G Cl2O3 C G CaCl2 I S
H HCl C G H2 C G H2O C L CaH2 I S
O Cl2O3 C G H2O C L O2 C G CaO I S
Ca CaCl2 I S CaH2 I S CaO I S Ca M S
11. a) De las siguientes secuencias de iones, razone cuál se corresponde con la ordenación en
función de sus radios iónicos:
Be2+
< Li+ <F
- < N
3-; Li
+ < Be
2+ < N
3- < F
-
(I) (II)
b) Ordene de mayor a menor los radios de los elementos de que proceden.
Solución:
Estructura de la materia 6-30 Problemas resueltos
a) Los cationes son siempre más pequeños que los átomos de los que proceden.
Respectivamente los aniones son siempre más grandes que los átomos de los que proceden.
Cuando los elementos pierden todos los electrones de la ultima capa para formar el catión
correspondiente será menor el que mayor carga nuclear tenga de modo que el Be2+
< Li+.
Idénticamente, cuando los elementos ganan todos los electrones necesarios para completar la
última capa será mayor el de menor carga nuclear de modo que F- < N
3-. La respuesta es la I.
b) El radio atómico es una propiedad periódica que aumenta con el número atómico a lo largo
de un grupo y disminuye ligeramente a lo largo de un periodo de modo que Li> Be> N>F.
12. Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o
si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta.
b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única fórmula estructural.
Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3-
c) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?
Solución:
a) Cualquier teoría de enlace químico debe justificar la estructura geométrica de las
moléculas, estructura que se ha debido determinar experimentalmente.
b) Configuraciones electrónicas de los elementos y electrones de la última capa:
1H: 1s1 1 é en la última capa
8O: 1s2 2s
2 2p
4 6 é en la última capa
7N: 1s2 2s
2 2p
3 5 é en la última capa
Para determinar el número de enlaces covalentes que forma la molécula
é caben ultima capa é hay ultima capa
2enlaces
n nn
Para el agua, H2O 12 8
22
n . Y para el nitrato, NO3-
32 244
2n
Los diagramas de Lewis de ambas moléculas son:
c) La molécula de agua se ve estabilizada por la formación de puentes de hidrógeno y la
molécula de nitrato se estabiliza por la existencia de varias formas resonantes.
13. Cuatro elementos diferentes A, B, C, D tienen número atómico 6, 9, 13 y 19
respectivamente. Se desea saber:
a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos.
b) Su clasificación en metales y no metales.
c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del más
iónico, al más covalente.
Solución:
a) A partir de las configuraciones electrónicas respectivas los electrones de valencia son los
electrones de la última capa.
b) Los metales terminan su configuración electrónica en orbitales s o d, los no metales en p.
c) La valencia de B es -1, se trata del fluor.
H H
OO N
O
O
ONO
O
Estructura de la materia 7-30 Problemas resueltos
El carácter iónico de los compuestos formados con B aumenta B2< AB4< CB3< DB
Elemento Configuración
electrónica
Electrones
de valencia
Metales o
no metales
Fórmula con B
6A 1s2 2s
2 2p
2 4 No metal AB4
9B 1s2 2s
2 2p
5 7 No metal B2
13C 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
1 3 No metal CB3
19D 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
1 1 Metal DB
14. Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente:
a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Indique su situación en el Sistema Periódico.
c) Compare tres propiedades periódicas de ambos elementos.
d) Justifique los tipos de enlace que forman A con A, B con B y A con B.
Solución:
a y b) Configuración electrónica 2 2 6 2 6 1
19
2 2 6 2 6 2 10 5
35
1 2 2 3 3 4 4 Periodo Grupo Ia
1 2 2 3 3 4 3 4 4 Periodo Grupo VIIa
A s s s s p s
B s s s s p s d p
c) Radio atómico: están ambos en el mismo periodo y el radio disminuye ligeramente a lo
largo de un periodo 19 35A BR R .
El potencial de ionización: que aumenta a lo largo de un mismo periodo 19 35A BPI PI .
La afinidad electrónica varía igual que el potencial de ionización 19 35A BAE AE .
El carácter metálico que disminuye a lo largo de un periodo. 19 35A BCM CM .
d) A con A metálico, B con B covalente y A con B iónico.
15. a) Ordene según polaridad creciente, basándose en los valores de las electronegatividades
de la tabla adjunta, los enlaces siguientes: H-F, H-O, H-N, H-C, C-O y C-Cl.
Elemento F O Cl N C S H
Electronegatividad 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
b) La polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta que la del CCl4?
Justifique las respuestas
Solución:
a) Calculando la diferencia de electronegatividades entre los elementos que forman el enlace
se puede determinar la polaridad creciente de un enlace lineal:
H-C < C-Cl < H-N < C-O < H-O < H-F.
b) Ambos son compuestos apolares porque ambos tienen simetría tetragonal y no tienen
momento bipolar.
16. La configuración electrónica de un elemento:
a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el sistema periódico?
b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos?
c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas?
d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular? Justifique las respuestas.
Solución:
a) Si porque el orbital del último electrón nos indica el grupo al que pertenece y el número
cuántico principal del último orbital s ocupado nos indica el periodo.
Estructura de la materia 8-30 Problemas resueltos
b) Si porque nos indica el número de electrones de mas o de menos respecto a la configuación
de gas noble y por tanto su valencia positiva o negativa.
c) No exactamente, el estado físico no epende dire
2 2 2
ctamente de su configuración electrónica.
d) Si. Formarán moléculas solamente los átomos del primer y segundo periodo que compartan
uno dos o tres electrones como el , , y todos los elementos halH O N 2 2 2 2ógenos , , .F Cl Br y I
17. a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los
valores que pueden tomar.
b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli.
c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden
tener los orbitales 3p y los orbitales 3d.
d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes
combinaciones de números cuánticos: (1,0,0,1/2) y (4,1,0,-1/2).
Solución:
a) Los tres primeros números cuánticos aparecen en la función de onda que define el orbital y
son.
n: número cuántico principal, Está relacionado con el tamaño y la energía del orbital y toma
valores enteros desde 1 en adelante; n = 1, 2, 3 …
l: número cuántico secundario, Está relacionado con la forma e influye también en la energía
del orbital y toma valores enteros desde 0 hasta (n-1); l = 0, 1, 2 ,,, (n-1)
m: número cuántico magnético, Está relacionado con la orientación que toma el orbital en el
espacio y toma valores enteros desde -1 hasta + l; m = -l … 0 … +l
El cuarto número cuántico se añade a posteriori, es el espín.
S: número cuántico de espín, Está relacionado con el “giro” del electrón dentro del orbital y
solo toma dos valores +1/2 y -1/2
b) Según el principio de exclusión de Pauli no existe un electrón con los mismos cuatro
números cuánticos iguales.
c) El orbital 3p (n=3 y l=1) entonces m toma los valores -1, 0 y +1. Existen tres orbitales 3p y
en cada uno de ellos puede haber dos electrones con spines opuestos. Pueden tener 6
electrones.
El orbital 3d (n=3 y l=2) entonces m toma los valores -2, -1, 0, +1 y +2. Existen cinco
orbitales 3d y en cada uno de ellos puede haber dos electrones con spines opuestos. Pueden
tener 10 electrones.
d) El electrón (1,0,0,1/2) está en el orbital 1s y el electrón (4,1,0,-1/2) está en el 4p.
18. Considerando las sustancias Br2, SiO2, Fe y NaBr, justifique en función de su enlace: a) Si
son solubles o no en agua. b) Si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.
Solución:
. . . .
2
- El Br : Enlace Covalente: Sustancia molecular : :
No es soluble en agua y no conduce la electricidad a temperatura ambiente.
Br Br
|
|
2|
|
- El SiO : Enlace covalente: Sustáncia atómica
O
O Si O
O
Estructura de la materia 9-30 Problemas resueltos
No es soluble en agua y no conduce la electricidad a temperatura ambiente.
- El Fe: Enlace metálico.
No es soluble en agua y si conduce la electricidad a temperatura ambiente.
- El NaBr: Enlace ióni. .
+
co: Na : : , formando una estructura cristalina.
Es soluble en agua y conduce la electricidad en disolución o fundido.
Cl
19. Conteste breve y razonadamente lo que se plantea en los apartados siguientes:
a) ¿Qué son los modelos atómicos y que utilidad tienen?
b) Cite dos modelos atómicos que sirvan para indicar la situación energética del electrón.
c) ¿La distribución de todas las partículas que forman parte de los átomos está descrita por los
modelos atómicos que ha citado en el apartado b)?
d) Explique si hay diferencia entre órbita y orbital.
Solución:
a) Un modelo atómico es una representación abstracta, conceptual, gráfica o visual de un
átomo y sirven para describir, explicar y predecir el comportamiento de los átomos.
b) El modelo de Bohr y el modelo de orbitales atómicos.
c) No solamente el comportamiento de los electrones y en mucha menor medida el de los
protones y neutrones.
d) Órbita es la trayectoria descrita por una partícula Orbital es la región del espacio en la que
hay una alta probabilidad de encontrar un electrón.
20. Dados los siguientes elementos: flúor, helio, sodio, calcio y oxígeno.
a) Justifique en función de los posibles enlaces entre átomos; cuáles forman moléculas
homonucleares y cuáles no, así como su estado de agregación en condiciones normales de
presión y temperatura.
b) Formule cuatro de los compuestos que puedan formar entre sí, indicando la naturaleza del
enlace formado.
Solución:
a) y b) El He no forma moléculas es un gas noble.
El F con Na y Ca forma compuestos iónicos, cristalinos y sólidos (NaF y CaF2). Con el O
forma moléculas discretas gaseosas OF2, y consigo mismo moléculas homonucleares de
formula F2.
El O forma con el Na y Ca compuestos iónicos sólidos de fórmula Na2O y CaO de carácter
básico. Consigo mismo forma moléculas homonucleares gaseosas de fórmula O2.
21. Considere los elementos Be (Z=4), O (Z=8), Zn (Z=30) y Ar (Z=18).
a) Según el principio de máxima multiplicidad o regla de Hund, ¿cuántos electrones
desapareados presenta cada elemento en la configuración electrónica de su estado
fundamental?
b) En función de sus potenciales de ionización y afinidades electrónicas, indique los iones
más estables que pueden formar y escriba sus configuraciones electrónicas.
Justifique las respuestas.
Solución:
2 2
4
2 2 2 1 1
8 x x x
a) la configuración electrónca de los elementos es:
:1 2 ; y no tiene ningún electrón desapareado.
:1 2 2p 2p 2p ; y tiene dos electrones desapareados.
Be s s
O s s
2 2 6 2 6 2 10
30 :1 2 2p 3s 3p 4s 3d ; y no tiene electrones desapareados.Zn s s
Estructura de la materia 10-30 Problemas resueltos
2 2 6 2 6
18
2 2
4
:1 2 2p 3s 3p ; y no tiene electrones desapareados.
b) Los ionesmás estables de estos elementos corresponden con la configuración electrónica
de gas noble más próxima a ellos.
:1 ; pierde dos
Ar s s
Be s
2 2 2 6
8
2 2 2 6 2 6 10
30
electrones (He), estado de ocidación +2.
:1 2 2p ;gana dos electrones (Ne), estado de oxidación -2.
:1 2 2p 3s 3p 3d ; pierde 2 electrones, se queda con un subnivel de completo),
estado
O s s
Zn s s
2 2 6 2 6
18
de oxidación +2.
:1 2 2p 3s 3p ; es un gas noble y no forma iones.
A partir de esto se deduce que los que pierden electrones (Be y Zn) tendrán potenciales de
ionización bajos y los que ganan elect
Ar s s
rones (O) tendrán afinidades electrónicas altas.
22. Justifique que especie de cada una de las parejas (átomos o iones) siguientes tiene mayor
volumen:
a) (Fe, Kr)
b) (Fe, K)
e) (Fe, C)
d) (Fe, Fe3+
)
Solución:
El radio (o el volumen) atómico aumenta a lo largo de una familia puesto que se incrementan
las capas electrónicas y disminuye ligeramente a lo largo de un periodo puesto que aumenta la
carga nuclear.
Los iones positivos siempre tendrán menor radio (o volumen) que los átomos de los que
proceden porque aumenta la carga neta del núcleo y con ella ala atracción electrostática.
Los iones negativos siempre serán mayores que los átomos neutros de los que proceden
debido al desequilibrio electrostático a favor de la corteza del átomo.
Teniendo en cuenta estas consideraciones: a) Fe KrV V ;b)
Fe KV V : c) Fe CV V ; d) 3Fe Fe
V V
23. Dadas las siguientes sustancias: CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y H2O
(angular).
a) Escribe sus estructuras de Lewis.
b) Justifique su polaridad.
Solución:
24. Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48,
a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos.
b) Explique si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo
grupo que los elementos anteriores.
c) ¿Qué característica común presentan en su configuración electrónica los elementos de un
S C S
H C N
NH
HH
H HO
Orden de enlace n=24-16
2= 4
Orden de enlace n=18-10
2= 4
Orden de enlace n=14-8
2= 3
Orden de enlace n=12-8
2= 2
(simétrica) Apolar
Polar
Polar
Polar
Estructura de la materia 11-30 Problemas resueltos
mismo grupo?
Solución:
a) La configuración electrónica de estos elementos es: 2 2 6 2 6 1
19
2 2 6 2 6 2 3
23
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10
48
1 2 2 3 3 4
1 2 2 3 3 4 3
1 2 2 3 3 4 3 4 5 4
K s s p s p s
V s s p s p s d
Cd s s p s p s d p s d
b) El elemento de Z=30 tiene la configuración electrónica: 2 2 6 2 6 2 10
30 1 2 2 3 3 4 3X s s p s p s d
y pertenece al mismo periodo que el K y el V (el último orbital s ocupado es el 4s), y al
mismo grupo que el Cd (el último electrón está en el mismo orbital, un d10
).
c) Tienen la misma configuración electrónica externa (de capa de valencia) y por tanto tienen
las propiedades químicas semejantes.
25. Sabiendo que NaCl, NaBr y NaI adoptan en estado sólido la estructura tipo NaCl,
explique razonadamente:
a) Si la constante de Madelung influye en que los valores de energía reticular, de estos tres
compuestos, sean diferentes.
b) Si la variación de la energía reticular depende de la distancia de equilibrio entre los iones
en la red cristalina.
c) ¿La energía reticular del MgCl2 seria mayor, menor o igual que la del NaCl?
Datos: Energías reticulares: NaCl = 769 kJ mol-1
; NaBr = 736 kJ mol-1
y NaI = 688 kJ mol-1
.
Solución:
a) Falso. La constante de Madelung es un factor de corrección dentro de la energía reticular
que incluye las interacciones electrostáticas entre todos los iones de la estructura cristalina y
no solamente con los vecinos. Depende únicamente del tipo de estructura de cristalina y en
este caso son las tres del mismo tipo.
b) Cierto. La energía reticular es la energía que estabiliza los iones dentro de una red
cristalina, y las interacciones son de naturaleza electrostática. La energía reticular es
inversamente proporcional a la distancia y cuanto mayor sea la diferencia de tamaño entre
iones mayor será la distancia y menor la energía reticular: UNaCl> UNaBr> UNaI.
c) La energía reticular es directamente proporcional a la constante de Madelung, al procuro de
las cargas de los iones, inversamente proporcional a la distancia internuclear. Teniendo en
cuenta que la constante de Madelung es un factor de corrección la energía reticular dependerá
de la carga de los iones y del inverso del tamaño de los iones. Como ambos términos son
mayores en el MgCl2 la energía reticular será mayor para este compuesto. 2
0 0
11
4
NAZ Z eU
r n
26. Considere las configuraciones electrónicas en el estado fundamental:
1ª) ls2 2s
2 2p
7;
2ª) ls2 2s
3;
3ª) ls2 2s
2 2p
5;
4ª) ls2 2s
2 2p
6 3s
1.
a) Razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli.
b) Deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea
correcta.
Solución:
Estructura de la materia 12-30 Problemas resueltos
a) La tercera y la cuarta. El principio de exclusión e Pauli dice que no pueden existir dos
electrones con los mismos cuatro números cuánticos iguales. La primera tiene más de 6
electrones en orbitales 2p y la segunda tiene más de 2 electrones en orbitales s.
b) Los elementos cuya configuración es correcta son el tercero y cuarto.
3ª) ls2 2s
2 2p
5; (-1), le falta un electrón para alcanzar la configuración de gas noble.
4ª) ls2 2s
2 2p
6 3s
1.(+1), le sobra un electrón para alcanzar la configuración de gas noble.
27. Teniendo en cuenta los elementos Z = 7, Z = 13 y Z = 15, conteste razonadamente:
a) ¿cuáles pertenecen al mismo período?
b) ¿cuáles pertenecen al mismo grupo?
c) ¿cuál es el orden decreciente de radio atómico?
d) de los dos elementos Z = 13 y Z = 15 ¿cuál tiene el primer potencial de ionización mayor?
Solución:
Para poder responder a las cuestiones hae falta conocer su configuración electrónica. 2 2 3
2 2 6 2 1
2 2 6 2 3
( 7) 1 2 2 N (nitrógeno)
( 13) 1 2 2 3 3 Al (aluminio)
( 15) 1 2 2 3 3 P (fosforo)
Z s s p
Z s s p s p
Z s s p s p
a) El primer elemento se encuentra en el 2º periodo y el segundo y tercero en el 3er periodo.
b) El primero y tercero (que terminan en p3) pertenecen al mismo grupo o familia.
c) El radio atómico aumenta a lo largo de cada grupo y disminuye a lo largo de un mismo
periodo. RAl>RP>RN.
d) El potencial de ionización disminuye a lo largo de cada grupo y aumenta a lo largo de un
mismo periodo. El mayor será el PI(P)>PI(Al).
28. Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifique:
a) el cloruro de sodio tiene un punto de fusión mayor que el bromuro de sodio
b) el carbono (diamante) es un sólido muy duro
c) el nitrógeno molecular presenta una gran estabilidad química
d) el amoniaco es una sustancia polar.
Solución:
a) Tanto el cloruro de sodio como el bromuro de sodio son compuestos iónicos, iones unidos
por fuerzas electrostáticas. Dado que el cloro es más pequeño y electronegativo que el bromo
la fuerza con la que se atraen los iones de cloro y de sodio es mayor que la fuerza con la que
se atraen los iones de bromo y sodio. El enlace es más fuerte y el punto de fusión del cloruro
de sodio es mayor que el punto de fusión del bromuro de sodio.
b) El carbono, en su forma alotrópica de diamante, es un compuesto atómico covalente
formando una red tridimensional de átomos de carbono unidos por cuatro enlaces covalentes.
Las propiedades de esta estructura implica que se trate de un sólido infusible y duro.
c) El nitrógeno es un compuesto molecular covalente, está formado por moléculas discretas
fuertemente unidas por un triple enlace (el orden de enlace molecular es 3). Este tipo de
compuestos son generalmente gases a temperatura ambiente o líquidos o sólidos de bajo
punto de ebullición. La interacción intermolecular es muy débil pero la unión entre moléculas
es muy fuerte hasta el punto de que no existe el nitrógeno atómico.
d) El amoniaco es un compuesto molecular covalente pero polar. Esto es debido a que el
nitrógeno posee cinco electrones en la capa de valencia, tres de ellos unidos a tres átomos de
carbono y un par de electrones libres que le confiere carácter de base de Lewis. Forma una
estructura piramidal, que no es simétrica, en uno de los vértices presenta una carga parcial
negativa frente a los demás vértices por los que se une a los átomos de hidrógeno en los que
presenta una carga parcial positiva y por tanto presenta momento dipolar.
Estructura de la materia 13-30 Problemas resueltos
29. Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa de 4,2 eV
a) Determine la frecuencia de la radiación utilizada.
b) Si se dispone de luz naranja de 600 nm, ¿se podría conseguir la ionización del rubidio con
esta luz?
Datos: h = 6,6·10-34
J·s; c = 3,0·108 m·s
-l; 1 eV = 1,6·10
-19 J; 1 nm = 10
-9 m.
Solución:
19 34 15
a) La fracuencia de la radiación electromagnética está relacionada con la energía por la
ecuación de Planck:
4,2 1,6 10 6,6 10 1,02 10 Hz
b) La longitud de onda está relacionada con l
E hv v v
89 14
834
a frecuencia de una radiación electromagnética
3 10600 10 5 10 Hz
Como la frecuancia es menor su radiación será menos energética y no podrá ionizar el rubidio.
3 106,6 10
600 10
cv
v v
cE h E 19
93,3 10 J o 2,07 eV y no es energía suficiente.E
30. Indique razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:
a) Dos iones de carga + 1 de los isótopos 23 y 24 del sodio (Z=11) tienen el mismo
comportamiento químico.
b) El ión de carga -2 del isótopo 16 del oxígeno (Z=8) presenta la misma reactividad que el
ión de carga -1 del isótopo 18 del oxígeno.
c) La masa atómica aproximada del cloro es 35,5; siendo este un valor promedio ponderado
entre las masas de los isótopos 35 y 37, de porcentajes de abundancia 75 y 25%,
respectivamente.
d) Los isótopos 16 y 18 del oxígeno se diferencian en el número de electrones que poseen.
Solución:
a) CIERTO: El comportamiento químico de los elementos es función de su configuración
electrónica, en particular de la configuración electrónica de su capa de valencia. Ambos
isótopos tienen la misma configuración electrónica y por tanto igual comportamiento químico.
b) FALSO: El ión O2-
es estable, tiene la configuración electrónica de gas noble (Ne). El ión
O- tiene la configuración electrónica del F y tiene tendencia a captar un electrón más y
completar la capa externa. Por tanto no presentan la misma reactividad independientemente de
su número másico.
c) CIERTO: La masa atómica de los elementos es una media ponderada de sus isótopos: 0,75 35 0,25 37 35,5
d) FALSO: Los isótopos solo se diferencian en el número de neutrones dado que si son del
mismo elemento tienen el mismo número de protones y por lo tanto de electrones en estado
neutro.
31. Las energías de ionización sucesivas para el berilio (Z=4), dadas en eV, son: E1= 9,3; E2=
18,2; E3= 153,4;…
a) Defina “primera energía de ionización” y represente el proceso mediante la ecuación
química correspondiente.
b) Justifique el valor tan alto de la tercera energía de ionización.
Solución:
Estructura de la materia 14-30 Problemas resueltos
a) Es la energía necesaria para arrancar el electrón más débilmente unido a un átomo en
estado gaseoso. ( ) 1 ( )g gM PI M e
b) El berilio, tiene la configuración electrónica: 2 2
4 :1 2Be s s y arrancarle los dos primeros
electrones será relativamente fácil, no así el tercero (que es de la capa anterior) y porque
tendría una configuración estable de gas noble (la del helio).
32. El espectro visible corresponde a radiaciones de longitud de onda comprendida entre 450
y 700 nm.
a) Calcule la energía correspondiente a la radiación visible de mayor frecuencia.
b) Razone si es o no posible conseguir la ionización del átomo de litio con dicha radiación.
Datos: carga del electrón, e = 1,6·10-19
C; velocidad de la luz, c = 3,0·108 m·s
-l; l nm = 10
-9 m;
constante de Planck, h = 6,63·10-34
J·s; primera energía de ionización del litio = 5,40 eV.
Solución:
a) La radiación de mayor frecuencia es la de menor longitud de onda en este caso la de 450
nm que corresponde a la luz roja. La energía correspondiente a un fotón de luz roja será: 8
34 19
7
3 106,63 10 4,42 10 J
4,5 10
cE h f E h E E
b) Se trata de pasar los julios a eV y ver si es mayor la energía del fotón o el potencial de
ionización.
19
19
1 4,42 10 2,763 eV
1,6 10
eE C V
C
Y la radiación no será capaz de ionizar el litio.
33. Explique razonadamente por qué se producen los siguientes hechos:
a) El elemento con Z=25 posee más estados de oxidación estables que el elemento con Z=19.
b) Los elementos con Z=10, Z=18 y Z=36 forman pocos compuestos.
c) El estado de oxidación más estable del elemento Z=37 es + 1.
d) El estado de oxidación +2 es menos estable que el + 1 para el elemento Z= 11.
Solución:
a) Los elementos Z=25 y Z=19 tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 2 2 6 2 6 2 5 2 2 6 2 6 1
25 191 2 2 3 3 4 3 e 1 2 2 3 3 4X s s p s p s d Y s s p s p s
El elemento Z=25 puede presentar varios estados de oxidación positivos, desde 1 hasta 7 que
son los electrones de valencia, mientras que el elemento Z=19 solo tiene un electrón de
valencia y solo tiene un estado de oxidación posible el +1.
b) Los elementos Z=10, Z=18 y Z=36 tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 2 2 6 2 2 6 2 6 2 2 6 2 6 2 10 6
10 18 361 2 2 1 2 2 3 3 1 2 2 3 3 4 3 4X s s p Y s s p s p Z s s p s p s d p
Todos los elementos tiene configuración electrónica de gas noble, tiene completa la última
capa, no tienen tendencia a formar enlace y por tanto no formarán compuestos ni covalentes
ni iónicos.
c) La configuración electrónica del elemento Z=37 es: 2 2 6 2 6 2 10 6 1
37 1 2 2 3 3 4 3 4 5X s s p s p s d p s
tiene un solo electrón en la última capa y su numero de oxidación será +1.
d) La configuración electrónica del elemento Z=11 es: 2 2 6 1
11 1 2 2 3X s s p s tiene un solo
electrón en la última capa y su número de oxidación será +1. El estado de oxidación +1 tiene
configuración de gas noble, muy estable, y presenta muy poca tendencia a perder un segundo
electrón.
34. Responda a las siguientes cuestiones referidas al CCl4, razonando las respuestas:
Estructura de la materia 15-30 Problemas resueltos
a) Escriba su estructura de Lewis.
b) ¿Qué geometría cabe esperar para sus moléculas?
c) ¿Por qué la molécula es apolar a pesar de que los enlaces C-Cl son polares?
d) ¿Por qué, a temperatura ordinaria el CCl4 es líquido y, en cambio, el CI4 es sólido?
Solución:
a) Estructura de Lewis y geometría de la molécula.
C Cl
Cl
Cl
Cl
Orden de enlace n=40-32
2= 4 tetraédrica (simetria) Apolar
C Cl
Cl
Cl
Cl b) La geometría que cabe esperar es una GEOMETRÍA TETRAÉDRICA. El carbono
formaría cuatro orbitales sp3
que colocaría en disposición tetraédrica para formar cuatro
enlaces con los orbitales p del Cl.
c) La simetría de la molécula justifica que la molécula no presente momento dipolar y no sea
polar. La polaridad del enlace CCl se distribuye espacialmente en una simetría tetraédrica.
d) Ambas sustancias son compuestos covalentes moleculares donde las fuerzas
intermoleculares aumenta con la masa molecular, por tanto el estado físico del CI4 es sólido
porque sus fuerzas intermoleculares son mayores que en el CCl4.
35. Dadas las moléculas H2O, CH4, BF3 y HCl.
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Indique razonadamente cuales presentan enlaces de hidrógeno.
c) Justifique cuales son moléculas polares.
d) Justifique cual de las moléculas H2O, CH4 y HCl presenta mayor carácter covalente en el
enlace y cuál menor.
Datos: Electronegatividades de Pauling: O=3,5: H=2,l; C=2,5; Cl=3,0.
Solución:
a) Estructuras de Lewis:
b) Las moléculas que tengan H y elementos electronegativos de tamaño pequeño como el F, O
o N formarán enlaces por puente de hidrógeno intermoleculares. En este caso esto ocurre con
el H2O únicamente.
c) Las únicas moléculas polares son el H2O (angular) y el HCl. Las demás moléculas por
simetría compensan sus momentos dipolares y son apolares.
d) La polaridad de un enlace depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos
que se enlazan.
El agua presenta el enlace O-H que es el más polar y el metano presenta el enlace C-H que es
el enlace menos polar.
36. Dado el elemento A (Z=17), justifique cuál o cuáles de los siguientes elementos, B
(Z=19), C (Z=35) y D (Z=11):
a) Se encuentran en su mismo periodo.
b) Se encuentran en su mismo grupo.
c) Son más electronegativos.
d) Tienen menor energía de ionización.
Solución:
Las configuraciones de los elementos son:
H H
OC H
H
H
H
B F
F
F
ClH
Estructura de la materia 16-30 Problemas resueltos
2 2 6 2 5
17
2 2 6 2 6 1
19
2 2 6 2 6 2 10 5
35
2 2 6 1
11
1 2 2 3 3
1 2 2 3 3 4
1 2 2 3 3 4 3 4
1 2 2 3
A s s p s p
B s s p s p s
C s s p s p s d p
D s s p s
a) A y D se encuentran en el mismo periodo.
b) A y C se encuentran en el mismo grupo.
c) No hay ningún elemento más electronegativo que A ya que la electronegatividad crece
hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo.
d) Todos los elementos B, C y D tienen menor potencial de ionización que A. B y D tienen
potenciales de ionización bajos (B menor que D). C tiene menor potencial que A por ser del
mismo grupo y estar más abajo en la familia.
37. Sabiendo que las temperaturas de 3550, 650, -107 y -196 °C corresponden a las
temperaturas de fusión de los compuestos nitrógeno, aluminio, diamante y tricloruro de boro:
a) Asigne a cada compuesto el valor que le corresponde a su temperatura de fusión y
justifique esta asignación.
b) Justifique los tipos de enlaces y/o las fuerzas intermoleculares que están presentes en cada
uno de los compuestos cuando se encuentran en estado sólido.
Solución:
a) La temperatura de 3555 ºC corresponde al diamante que forma una red covalente.
La temperatura de 650 ºC corresponde al aluminio que forma una red metálica.
La temperatura de -107 ºC corresponde al tricloruro de boro formado por moléculas discretas
apolares y relativamente pesadas.
La temperatura de -196 ºC corresponde al nitrógeno formado por moléculas discretas apolares
y muy ligeras.
b) Diamante: enlace covalente intra e intermolecular entre todos los átomos de la red atómica.
Aluminio: enlace metálico entre todos los átomos de la red metálica.
Tricloruro de boro y nitrógeno: enlace covalente intramolecular y fuerzas de Van der Waals.
38. Considere las moléculas: OF2, BI3, CCl4, C2H2.
a) Escriba sus representaciones de Lewis.
b) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de hibridación de
orbitales o bien la teoría de la repulsión de pares electrónicos.
c) Justifique cuáles son moléculas polares.
d) ¿Qué moléculas presentan enlaces múltiples?
Solución:
a) Representaciones de Lewis.
b) OF2: Geometría angular, que se explica porque hay cuatro pares de electrones (dos de ellos
formando enlace con el flúor) y que se orientan en dirección tetraédrica de modo que los
enlaces forman un ángulo aproximado de 109º. También se puede decir que le Oxígeno forma
cuatro híbridos sp3, dos de ellos semiocupados que forman el enlace con el flúor y los otros
dos ocupados que provocan una repulsión sobre los pares de electrones que forman enlace
siendo el ángulo inferior a 109º.
Estructura de la materia 17-30 Problemas resueltos
BI3: Geometría trigonal y plana. Molécula simétrica con ángulo de enlace de 120º. La
hibridación del B es sp2.
CCl4: Geometría tetraédrica. La hibridación del carbono es sp3. El ángulo de enlace es 109º.
La molécula es simétrica.
C2H2: Geometría lineal. La hibridación de los carbonos es sp. El ángulo de enlace es 180º y la
molécula es simétrica.
c) La única molécula polar es el OF2 y presenta momento dipolar. Todas las demás son
simétricas y compensan su polaridad.
d) La única molécula con enlace múltiple es el acetileno C2H2 que tiene un enlace triple.
39. Un electrón de un átomo de hidrógeno salta desde el estado excitado de un nivel de
energía de número cuántico principal n=3 a otro de n=l. Calcule:
a) La energía y la frecuencia de la radiación emitida, expresadas en kJ·mol-1
y en Hz
respectivamente.
b) Si la energía de la transición indicada incide sobre un átomo de rubidio y se arranca un
electrón que sale con una velocidad de 1670 km·s-1
¿Cuál será la energía de ionización del
rubidio?
Datos: RH = 2,18·10-18
J; NA = 6,023·1023
atomos·mol-1
; h = 6,63·10-34
J·s; melectrón = 9,11·10-31
kg
Solución:
a) Se comprueba que la constante de Rydgberg está dada en términos energéticos. Y a partir
de la ecuación de Rydgber se determina la energía de la transición electrónica.
18 18 1 3 1
2 2 2 2
1 2
1 1 1 12,18 10 1,93 10 1,14 10
3 1HE R E J átomo kJ mol
n n
El signo negativo corresponde a una emisión electrónica.
El paso siguiente es calcular la frecuencia del fotón emitido.
18 34 151,93 10 6,63 10 2,92 10E h Hz
b) Se aplica un balance de energía correspondiente al efecto fotoeléctrico en el que el trabajo
de extracción hace las veces de potencial de ionización del rubidio. 2
18 31 3 19 111,93 10 9,11 10 1670 10 6,67 10
2h Ec I I I J átomo
Que poniéndolo en unidades más adecuadas: 19 1 22 1 16,67 10 6,67 10 401,93I J átomo kJ átomo kJ mol
40. Considere los elementos con números atómicos 4, 11, 17 y 33:
a) Escriba la configuración electrónica señalando los electrones de la capa de valencia.
b) Indique a qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento y si son metales o no
metales. c) ¿Cuál es el elemento más electronegativo y cuál el menos electronegativo?
d) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes para cada elemento?
Solución:
a) La configuración electrónica de los elementos de números atómicos 4, 11, 17 y 33 es: Nº atómico Z Configuración electrónica Elemento Capa de valencia Nº e− de valencia
4 1s2; 2s
2 Be 2s
2 2
Estructura de la materia 18-30 Problemas resueltos
11 1s2; 2s
2 2p
6; 3s
1 Na 3s
1 1
17 1s2; 2s
2 2p
6; 3s
2 3p
5 Cl 3s
2 3p
5 7
33 1s2; 2s2 2p
6; 3s
2 3p
6 3d
10; 4s
2 4p
3 As 4s
2 4p
3 5
b) El grupo lo determina el último electrón. El carácter metálico lo determina el grupo.
- Be. Metal alcalinotérreo. Grupo II
- Na. Metal Alcalino. Grupo I.
- Cl. No metal. Halógeno. Grupo XVII
- As. Semimetal. Nitrogenoideo. Grupo XV
c) La electronegatividad es la tendencia a atraer hacia si el par de electrones compartido en un
enlace covalente. Aumenta de abajo a arriba y de izquierda a derecha.
De los cuatro elementos propuestos el más electronegativo es el Cl y el menos electronegativo
el Na.
d) El estado de oxidación más frecuente está determinado por el número de electrones en
exceso o defecto respecto del octeto electrónico. Es el que le permite obtener al elemento la
configuración de gas noble. Para el Be: +2, para el Na: +1, para el Cl: −1 y para el As: −3
41. Dadas las moléculas HCl, KF y CH2Cl2:
a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de
electronegatividad.
b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces
covalentes. Datos: Valores de electronegatividad: K = 0,8; H = 2.1; C = 2,5; Cl = 3,0; F =
4,0.
Solución:
a) El enlace entre átomos depende de la electronegatividad de los elementos que los forman:
- Covalente: Electronegatividad alta y parecida.
- Iónico: Uno muy alta(electronegativo) y otro muy baja(electropositivo).
- Metálico: Electronegatividad baja y parecida.
Teniendo en cuenta está primera aproximación:
- HCl: Átomos de alta y parecida electronegatividad. Enlace covalente polar
- KF: Átomos con electronegatividad totalmente diferente. Enlace iónico.
- CH2Cl2: Átomos de alta y parecida electronegatividad. Enlace covalente polar
b) Estructura de Lewis y geometría de las moléculas que tienen enlace covalente
- HCl: Molécula lineal. Enlace σ entre el orbital atómico 1s del hidrógeno con el orbital
atómico 3p del Cl.
- KF: Cristal iónico.
- CH2Cl2: Molécula tetraédrica en la que el carbono ocupa el centro del tetraedro y los
hidrógenos y cloros se distribuyen en los vértices. El átomo de carbono forma cuatro orbitales
híbridos del tipo sp3, que le permiten formar cuatro enlaces σ, dos con los orbitales atómicos
1s de los hidrógenos, y dos con los orbitales atómicos 3p de los cloros
42. Considere las siguientes moléculas: H2O, HF, H2, CH4 y NH3.
Conteste justificadamente a cada una de las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál o cuáles son polares?
b) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica?
c) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución covalente?
Estructura de la materia 19-30 Problemas resueltos
d) ¿Cuál o cuáles pueden presentar enlace de hidrógeno?
Solución:
a) El H2O, HF, y NH3 son polares. Forman enlaces covalentes polares y no presentan
estructuras simétricas que puedan compensar la polaridad.
b) El HF es la molécula con enlace covalente más polar debido a la gran diferencia de
electronegatividad entre los átomos que forman el enlace.
c) El H2, es una molécula homonuclear, lineal y simétrica que presenta un enlace covalente
puro.
d) Presentan enlace por puente de hidrógeno las moléculas que tienen hidrógeno unido a un
elemento fuertemente electronegativo como el F, el O y en menor medida el N. Según esto las
moléculas de HF, H2O y NH3 presentan enlaces por puente de hidrógeno. En el caso de HF
forma dímeros (HF)2. En el caso del agua todas sus propiedades físicas y químicas están
determinadas por la existencia de puentes de hidrógeno. En el caso del amoniaco son mucho
menos fuertes estos enlaces.
43. Dados los elementos A, B y C, de números atómicos 6, 11 y 17 respectivamente, indique:
a) La configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Su situación en la tabla periódica (grupo y período).
c) El orden decreciente de electronegatividad.
d) Las fórmulas de los compuestos formados por C con cada uno de los otros dos, A y B, y el
tipo de enlace que presentan al unirse.
Solución:
a) Sus configuraciones electrónicas: 2 2 2
2 2 6 1
2 2 6 2 5
( 6) : 1 2 2
( 11) : 1 2 2 3
( 17) : 1 2 2 3 3
A Z s s p
B Z s s p s
C Z s s p s p
b) El orden creciente de electronegatividad es B<A<C
c) Las formulas de los compuesto formados entre C y los compuesto A y B son: AC4 y BC, el
primer compuesto es covalente y el segundo iónico.
44. Si la energía de ionización del K gaseoso es de 418 kJ·mol-1
:
a) Calcule la energía mínima que ha de tener un fotón para poder ionizar un átomo de K.
b) Calcule la frecuencia asociada a esta radiación y, a la vista de la tabla, indique a qué región
del espectro electromagnético pertenece.
c) ¿Podría ionizarse este átomo con luz de otra región espectral? Razone la respuesta. En caso
afirmativo, indique una zona del espectro que cumpla dicho requisito.
10-1
10-3
10-6
4·10-7
3·10-9
10-12
λ(m)
Radio Microondas Infrarrojo Visible Ultravioleta Rayos
X Rayos
Datos: h = 6,63·10-34
J·s; c = 3,0·108 m·s
-l; Número de Avogadro = 6,023·10
23 mol
-1
Solución:
a) El potencial de ionización es la energía para arrancar un mol de electrones a un mol de
átomos de K. La energía mínima que tiene que tener un fotón para arrancar un electrón es: 3
19
min 23
418 106,94 10 4,338
6,023 10imaE J eV
Estructura de la materia 20-30 Problemas resueltos
b) La frecuencia asociada a un fotón la determina la ecuación de Planck. 19
15
34
6,94 101,05 10
6,63 10
EE h Hz
h
Y su longitud de onda asociada es: 8
7
15
3 102,87 10
1,05 10
cm , que corresponde a
los RX.
c) Si, con radiación de mayor frecuencia o menor longitud de onda. Tendría que ser radiación
X o radiación .
45. Dadas las siguientes moléculas: BeCl2, Cl2CO, NH3 y CH4.
a) Escriba las estructuras de Lewis.
b) Determine sus geometrías (puede emplear la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos o
de Hibridación de Orbitales).
c) Razone si alguna de las moléculas puede formar enlaces de hidrógeno.
d) Justifique si las moléculas BeCl2 y NH3 son polares o no polares.
Datos: Números atómicos (Z): Be = 4, Cl = 17, C = 6, O = 8, N = 7, H = 1
Solución:
a) Las estructuras de Lewis son:
b) La geometría de las moléculas es:
Lineal Trigonal Piramidal Tetraedrica
BeCl2: Lineal, simétrica, apolar. Hibridación del Be sp. Angulo de enlace 180º.
Cl2CO: Trigonal, no simétrica, polar. Hibridación del C sp2 y un orbital p libre con el que
formar el enlace con el oxígeno. Ángulo de enlace aproximadamente 120º.
NH3: Piramidal, no simétrica, polar. Hibridación del N sp3, uno de los híbridos con un par de
electrones sin compartir lo que le confiere carácter básico y los otros tres híbridos formando
enlaces con los hidrógenos. Ángulo de enlace menor de 108º.
CH4: Tetragonal, simétrica, apolar. Hibridación del C sp3 formando cuatro enlaces idénticos
en las direcciones de los vértices del tetraedro. Ángulo de enlace 108º.
c) Para formar enlaces de hidrógeno la molécula tiene que tener átomos de H unidos a
elementos fuertemente electronegativos. En este caso solamente puede ocurrir esto en el
amoniaco y bastante débilmente puesto que la electronegatividad del N no es muy alta.
d) En fundión de la simetría y de la polaridad de los enlaces de la molécula se puede afirmar
que el BeCl2 no es polar y el NH3 si es polar.
46. Considere los compuestos BaO; HBr, MgF2 y CCl4
a) Indique su nombre.
b) Razone el tipo de enlace que posee cada uno.
c) Explique la geometría de la molécula CCl4.
d) Justifique la solubilidad en agua de los compuestos que tienen enlace covalente.
Solución:
a) BaO: oxido de bario; HBr: bromuro de hidrógeno; MgF2: fluoruro de magnesio; CCl4:
tetracloruro de carbono.
Estructura de la materia 21-30 Problemas resueltos
b) BaO: enlace iónico; HBr: enlace covalente polar; MgF2:enlace iónico; CCl4: enlace
covalente apolar.
c) El carbono tiene hibridación sp3 y los cuatro orbitales sp
3 forman enlaces formando
ángulos de enlace de 108º en una disposición tetraédrica.
d) El HBr será soluble en agua porque a pesar de formar enlace covalente es muy polar la
molécula debido a la diferencia de electronegatividad entre el H y el Br.
El CCl4, no es soluble en agua debido a que se trata de una molécula covalente apolar debido
esto a la simetría de la molécula.
47. A partir del esquema del ciclo de Born-Haber
para el fluoruro de sodio:
a) Nombre las energías implicadas en los
procesos 1, 2 y 3.
b) Nombre las energías implicadas en los
procesos 4, 5 y 6.
c) Justifique si son positivas o negativas las
energías implicadas en los procesos 1, 2, 3, 4 y 5.
d) En función del tamaño de los iones justifique si
la energía reticular del fluoruro sódico será mayor
o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de
sodio. Justifique la respuesta.
Solución:
a) 1-Calor de sublimación del sodio; 2-Energía de disociación del fluor gas(la mitad);
3-Energía de ionización del sodio.
b) 4-Afinidad electrónica del fluor; 5-Energía reticular del fluoruro de sodio; 6-Entalpía de
formación del fluoruro de sodio.
c) 1-positiva, para pasar del estado sólido al líquido. 2-positiva para disociar la molécula de
F2.
3-positiva, para arrancar un electrón al Na. 4-negativa, la afinidad electrónica del F2 es
negativa.
5-negativa, es una energía de estabilización del cristal.
d) Si los átomos son más pequeños las distancias que separan los iones será menor y según la
ley de Coulomb la fuerza de atracción será mayor y con ello la estabilidad del cristal. De este
modo la energía desprendida (de estabilización) será mayor en el NaF que en el NaCl.
48. Para el elemento alcalino del tercer periodo y para el segundo elemento del grupo de los
halógenos:
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Escriba los cuatro números cuánticos del último electrón de cada elemento.
c) ¿Qué elemento de los dos indicados tendrá la primera energía de ionización menor? Razone
la respuesta.
d) ¿Cuál es el elemento que presenta mayor tendencia a perder electrones? Razone la
respuesta.
Solución:
a) Alcalino del tercer periodo: 2 2 6 11 2 2 3s s p s
Segundo elemento del grupo de los halógenos: 2 2 6 2 51 2 2 3 3s s p s p
b) Alcalino del tercer periodo: (3, 0, 0, 1/2)
Segundo elemento del grupo de los halógenos: (3, 1, 1, 1/2) ó (3, 1, 0, 1/2)
Estructura de la materia 22-30 Problemas resueltos
c) El elemento alcalino tiene menor energía de ionización, tiene un solo electrón en la última
capa y resultará fácil arrancarlo.
d) El elemento alcalino tiene un solo electrón en la última capa y lo perderá fácilmente para
conseguir la estructura de gas noble y ser más estable.
49. Sabiendo que el boro es el primer elemento del grupo trece del Sistema Periódico,
conteste razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso, cuando
se convierte en ión positivo. b) La energía de ionización del boro es superior a la del litio
(Z=3). c) La configuración electrónica del boro le permite establecer tres enlaces covalentes.
d) El átomo de boro en el BH3 tiene un par de electrones de valencia.
Solución:
a) FALSO. La energía de ionización es la energía que debe captar un átomo en estado gaseoso
para desprenderse de un electrón y transformarse en un ión positivo (catión).
b) VERDADERO. La energía de ionización del boro es superior a la del litio (Z = 3). La
energía de ionización aumenta en un periodo con el número atómico (de izquierda a derecha),
debido a que aumenta la carga nuclear y por tanto la fuerza con la que son atraídos los
electrones.
PIB(Z = 5) > PILi(Z = 3).
c) VERDADERO. El átomo de B puede desaparear sus electrones de valencia promocionando
un electrón del subnivel 2s al 2p y de esta forma formar tres orbitales híbridos sp2 de
geometría trigonal plana con ángulos de enlace de 120º.
d) FALSO. El boro tiene tres electrones de valencia y es hipovalente (Completa capa con 6
e−). El compuesto BH3 tiene 6e- en la última capa y un orbital vacío comportándose como
ácido de Lewis y admitiendo otro enlace covalente coordinado o dativo para completar los 8
e-.
50. La configuración electrónica del último nivel energético de un elemento es 4s2 4p
3. De
acuerdo con este dato:
a) Deduzca la situación de dicho elemento en la tabla periódica. b) Escriba los valores
posibles de los números cuánticos para su último electrón. c) Deduzca cuántos protones tiene
un átomo de dicho elemento. d) Deduzca los estados de oxidación más probables de este
elemento.
Solución:
a) 4s2: indica que ha iniciado el 4º periodo y 4p
3 indica que se encuentra en el grupo 15
(2+10+3).
b) Se trata del tercer electrón del orbital 4p. Número cuántico principal: n = 4; Número
cuántico secundario ó azimutal correspondiente al subnivel p: l = 1; Número cuántico
magnético: m = −1, 0, 1; Número cuántico de spin: s = ±½
(4, 1, −1, ½); (4, 1, −1, −½); (4, 1, 0, ½); (4, 1, 0, −½); (4, 1, 1, ½); (4, 1, 1, −½)
c) El número de protones del elemento será igual al de electrones en su estado neutro y
corresponde con el número atómico, Z.
Configuración electrónica:
2 2 6 2 6 2 10 31 2 2 3 3 4 3 4
2 + 8 + 8 + 15 =33
s s p s p s d p
Se trata del Arsénico 33As.
d) Los estados de oxidación más probables de este elemento.
Estructura de la materia 23-30 Problemas resueltos
2 6
2 23 0
0 0
4 4
4 44 4
4 4
3 captura 3
3 pierde o comparte 3
5 pierde o comparte 5
s p
s sp p
s p
e
e
e
51. Para las siguientes especies: Br2, NaCl, H2O y Fe. a) Razone el tipo de enlace presente en
cada caso. b) Indique el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada compuesto. c)
¿Cuál tendrá un menor punto de fusión? d) Razone qué compuesto/s conducirá/n la corriente
en estado sólido, cuál/es lo hará/n en estado fundido y cuál/es no conducirá/n la corriente
eléctrica en ningún caso.
Solución:
a) Tipo de enlace
- Br2: Enlace covalente apolar, por estar formado por dos átomos no metálicos iguales.
- NaCl: Enlace iónico, por estar formado por un átomo metálico y un no metálico.
- H2O: Enlace covalente polar, por estar formado por dos átomos no metálicos de diferente
electronegatividad.
- Fe: Enlace metálico. Por estar formado por átomo metálicos
b) Tipo de interacción que debe romperse al fundir cada compuesto.
- Br2: Fuerzas intermoleculares de Van de Waals.
- NaCl: Fuerzas electrostáticas entre iones, hay que vencer la energía reticular.
- H2O: Fuerzas intermoleculares de tipo enlace por puente de hidrógeno.
- Fe: Enlace metálico
c) El Br2, porque cuanto más débiles sean las fuerzas de interacción más bajo será el punto de
fusión.
d) Conductividad.
- El Fe conduce en estado sólido por ser un metal.
- El NaCl conduce en disolución por se un compuesto iónico soluble en agua.
- Ni el Br2 ni el H2O conducen, ni en disolución ni en estado sólido. Sus electrones están
localizados y no tienen movilidad.
52. Sabiendo que la energía que posee el electrón de un átomo de hidrogeno en su estado
fundamental es 13,625 eV, calcule: a) La frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el
hidrógeno. b) La longitud de onda en nm y la frecuencia de la radiación emitida cuando el
electrón pasa del nivel n = 4 al n = 2.
Datos: h = 6,62·10-34
J·s; e = 1,6·10-19
C; c = 3·108 m.s
-1
Solución:
a) La energía que posee el electrón de un átomo de hidrógeno en su estado fundamental (1s1),
es a la energía desprendida por el electrón al pasar del infinito (posición donde el núcleo no
ejerce influencia sobre él) al nivel n = 1, y es la necesaria para arrancar al electrón del átomo,
denominada energía o potencial de ionización (Ei). 19
181,6 1013,625 2,18 10 J
1
CeV
een unidades del SI
Conocida la energía necesaria para ionizar el átomo de hidrógeno, la ecuación de Planck (E =
h·ν) permite calcular la frecuencia de la radiación que la producirá.
Estructura de la materia 24-30 Problemas resueltos
18 34 152,18 10 6,62 10 3,29 10 HzE h
b) La longitud de onda en nm asociada a esta frecuencia. 8
8
15
3 109,11 10 m 91,1 nm
3,29 10
c luz ultravioleta.
A partir de la ecuación de Rydgberg se puede determinar la energía para pasar del nivel n=4 a
n=2.
1 22 2
1 2
1 1 siendo HE R n n
n n
El valor de la constante de Rydberg se obtiene de la energía que posee el electrón en su estado
Fundamental que coincide con el salto n1=1 hasta infinito.
Para la transición n=4 a n=2.
18 19
2 2
1 12,18 10 4,0875 10 J 2,55 eV
2 4E E
Y la frecuencia del fotón para esta energía.
19 34 144,0875 10 6,62 10 6,175 10 HzE h
Que corresponde con una longitud de onda. 8
7
14
3 104,8587 10 m 485,87 nm
6,175 10
c, luz azul, visible de la serie de
Balmer.
53. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los niveles de energía más externos,
identifique el grupo de la Tabla Periódica al que pertenecen. Indique el símbolo, el número
atómico y el periodo del primer elemento de dicho grupo: a) ns2 np
4 b) ns
2 c) ns
2 np
l d) ns
2
np5.
Solución:
a) ns2 np
4: Grupo XVI (anfígenos). Primer elemento el O. Número atómico 8. Periodo 2º.
b) ns2: Grupo II (alcalinotérreso). Primer elemento el Be. Número atómico 4. Periodo 2º. Con
la estructura 1s2 está el He que es el cabeza del grupo de los gases nobles aunque todos los
demás presenten la configuración final ns2 np
6, estaría en el primer periodo.
c) ns2 np
l: Grupo III (terreos). Primer elemento el B. Número atómico 5. Periodo 2º.
d) ns2 np
5: Grupo XVII (halógenos). Primer elemento el F. Número atómico 9. Periodo 2º.
54. Dados los siguientes compuestos: NaH, CH4, H2O, CaH2 y HF. Conteste razonadamente:
a) ¿Cuáles tienen enlace iónico y cuáles enlace covalente?
b) ¿Cuáles de las moléculas covalentes son polares y cuáles no polares?
c) ¿Cuáles presentan enlace de hidrógeno?
d) Atendiendo únicamente a la diferencia de electronegatividad, ¿cuál presenta la mayor
acidez?
Solución:
a) Enlace iónico el formado por elementos de diferente electronegatividad: NaH, CaH2.
Enlace covalente formado por elementos de parecida electronegatividad: CH4 y H2O y HF.
b) El metano, CH4 es apolar por presentar una estructura tetraédrica simétrica y el agua H2O
es polar por presentar una estructura angular con momento dipolar. El fluoruro de hidrógeno
18 18
2 2
1 12,18 10 2,18 10
1H HR R
Estructura de la materia 25-30 Problemas resueltos
HF también es muy polar, presenta una estructura lineal muy polarizada por la gran diferencia
de electronegatividad entre el H y el F.
c) Presentan enlace de hidrógeno los compuestos que tengan H unido a un elemento
fuertemente electronegativo como F, O, N y de tamaño pequeño. En este caso el HF y el H2O.
d) El HF es el compuesto que presenta mayor diferencia de electronegatividad entre sus
elementos.
55. Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na.
a) Indique su posición (periodo y grupo) en el sistema periódico.
b) Determine sus números atómicos y escriba sus configuraciones electrónicas.
c) Ordene razonadamente los elementos de menor a mayor radio atómico.
d) Ordene razonadamente los elementos en función de su primera energía de ionización.
Solución:
a) y b) Símbolo, periodo, grupo (familia). Número atómico. Configuración electrónica
F: fluor, 2º periodo, grupo 17 (halógenos). Z=9. 1s2 2s
2 2p
5.
P: fosforo, 3er
periodo, grupo 15 (nitrogenoideos). Z=15. 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
3.
Cl: cloro, 3er
periodo, grupo 17 (halógenos). Z=17. 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
5.
Na: sodio, 3er
periodo, grupo 1 (alcalinos). Z=11. 1s2 2s
2 2p
6 3s
1.
c) El radio atómico disminuye a lo largo de un periodo y aumenta a lo largo de un grupo con
Z.
Radio atómico de menor a mayor: F<Cl<P<Na.
d) La energía de ionización aumenta a lo largo de un periodo y disminuye a lo largo de un
grupo con Z.
Primera Energía de ionización de menor a mayor: Na<P<Cl<F.
56. Dadas las siguientes moléculas: PH3, H2S, CH3OH, BeI2.
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Razone si forman o no enlaces de hidrógeno.
c) Deduzca su geometría aplicando la teoría de hibridación.
d) Explique si estas moléculas son polares o apolares.
Solución:
a) Diagramas de Lewis.
b) Formarán enlaces por puente de hidrógeno las moléculas que tengan H unido a un
elemento fuertemente electronegativo como F, O ó N.
Entre el P y el H no hay diferencia de electronegatividad y no forma enlace por puente de
hidrógeno. En este caso solo formará enlaces por puente de hidrógeno el metanol pero son
débiles debido al efecto inductivo del grupo metilo y cierto factor estérico.
c) PH3: Geometría piramidal, Hibridación del P sp3. Angulo de enlace inferior a 108º
H2S: Geometría angular. Hibridación del S sp3, con dos pares de electrones torsionando
enlaces.
CH3OH: Geometría tetraédrica. Tanto el C como el O presentan hibridación sp3.
BI2: Geometría lineal. Hibridación del B sp- Angulo de enlace 180º.
Estructura de la materia 26-30 Problemas resueltos
57. Para cada uno de los elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles
de energía más externos: A=2s2 2p
4; B=2s
2; C= 3s
2 3p
2; D= 3s
2 3p
5
a) Identifique el símbolo del elemento, el grupo y el periodo en la Tabla Periódica.
b) Indique los estados de oxidación posibles para cada uno de esos elementos.
c) Justifique cuál tendrá mayor radio atómico, A o B.
d) Justifique cuál tendrá mayor electronegatividad, C o D.
Solución:
a) A=1s2 2s
2 2p
4: Se trata del O; Grupo 16 (anfígenos); 2º periodo.
B=1s2 2s
2: Se trata del Be; Grupo 2 (alcalinotérreos); 2
er periodo.
C= 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
2: Se trata del Si; Grupo 14 (carbonoideos); 3
er periodo.
D= 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
5: Se trata del Cl; Grupo 17 (halógenos); 3
er periodo.
b) A: -2,-1 y 0; B: +2 y 0; C: +2, +4 y 0; D: -1, 0, +1, +3, +5 y +7.
c) El radio aumenta a largo de un grupo y disminuye a lo largo de un periodo: B AR R .
d) La electronegatividad disminuye en un grupo y aumenta a lo largo de un periodo:
D CEN EN .
58. Dados los siguientes compuestos: H2S, BCl3 y N2.
a) Escriba sus estructuras de Lewis
b) Deduzca la geometría de cada molécula por el método RPECV o a partir de la hibridación.
c) Deduzca cuáles de las moléculas son polares y cuáles no polares.
d) Indique razonadamente la especie que tendrá un menor punto de fusión.
Solución:
a) Diagramas de Lewis.
b) Geometría de las moléculas.
H2S: Geometría angular. Hibridación del S sp3. Ángulo de enlace 104º.
BCl3: Geometría Trigonal plana. Hibridación del B sp2. Ángulo de enlace 120º.
N2: Geometría lineal (es diatómica). Hibridación del N sp formando un enlace y los otros
dos orbitales p se solapan formando dos enlaces .
c) La única molécula polar es el H2S por tener enlaces polares y no ser lineal. El BCl3
compensa su polaridad por simetría y no es polar y el nitrógeno es completamente apolar.
d) La menos polar de todas que será el N2, después será el cloruro de boro y luego el sulfuro
de hidrógeno que será la especie que mayor punto de fusión tenga.
59. En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434,05 nm.
a) Calcule ΔE para la transición asociada a esa línea expresándola en kJ·mol-1
.
b) Si el nivel inferior correspondiente a esa transición es n=2, determine cuál será el nivel
superior.
Estructura de la materia 27-30 Problemas resueltos
Datos: h= 6,62·10-34
J·s; NA= 6,023·1023
; RH= 2,180·10-18
J; c= 3·108 m·s
-1
Solución:
a) La energía asociada a esta longitud de onda 8
34 19
9
3 106,62 10 4,576 10 J= 2,75 kJ/mol 2,86 eV
434,05 10
cE h h E E
b) A partir de la ecuación de Rydberg.
19 18
1 2 22 2 2 2
1 2 2
1 1 1 1 siendo 4,576 10 2,180 10 5
2HE R n n n
n n n
60. Dados los elementos Na, C, Si y Ne:
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) ¿Cuántos electrones desapareados presenta cada uno en su estado fundamental?
c) Ordénelos de menor a mayor primer potencial de ionización. Justifique la respuesta.
d) Ordénelos de menor a mayor tamaño atómico. Justifique la respuesta.
Solución:
Los resultados se presentan en la tabla.
Elemento Configuración
electrónica
Electrones
desapareados PI R
11Na 1s2 2s
2 2p
6 3s
1 1 1º 4º
6C 1s2 2s
2 2p
2 2 3º 2º
14Si 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 2p
2 2 2º 3º
10Ne 1s2 2s
2 2p
6 0 4º 1º
61. A las siguientes especies: X-, Y y Z
+, les corresponden los números atómicos 17, 18 y 19,
respectivamente.
a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas.
b) Ordene razonadamente, de menor a mayor, las diferentes especies según su tamaño y su
energía de ionización.
c) ¿Qué especies son X- e Y?
d) ¿Qué tipo de enlace presenta ZX? Describa brevemente las características de este enlace.
Solución:
a) b) y c) Se representan los resultados en la siguiente tabla.
Configuración
electrónica R EI Especie química
17 X 2 2 6 2 61 2 2 3s s p s sp 3º 1º 17 Cl
18Y 2 2 6 2 61 2 2 3s s p s sp 2º 2º 18 Ar
19 Z 2 2 6 2 61 2 2 3s s p s sp 1º 3º 19 K
Si nos fijamos en las especies neutras y teniendo en cuenta como varía el radio de los
elementos el orden sería el siguiente: Cl Ar K , pero teniendo en cuenta que los iones
negativos son mayores que sus especies neutras (debido a la repulsión electrónica) y que los
iones positivos son menores que sus especies neutras (debido a la contracción de las capas
electrónicas el orden de las especies se invierte quedando del siguiente modo:
K Ar Cl
Respecto a la energía de ionización varía como se indica en la tabla (en orden inverso al
radio) de modo que para las especies neutras el orden sería: K Cl Ar , pero cuando el
potasio está ya ionizado perder un electrón de su capa interior es mucho más difícil y a esto se
Estructura de la materia 28-30 Problemas resueltos
añade que las segundas energías de ionización son mucho mayores. La energía para arrancar
un electrón al ión cloruro corresponde en valor absoluto con su afinidad electrónica que es
siempre mucho menor que un segundo potencia lde ionización y para las especies
consideradas quedaría del siguiente modo: Cl Ar K .
d) El compuesto ZX es el KCl que se trata de un COMPUESTO IÓNICO y sus propiedades
físicas son: Sólido cristalino duro, de elevado punto de fusión y ebullición, soluble en agua y
en disolventes polares, conductor de la corriente eléctrica en disolución acuosa y fundido.
62. Dadas las siguientes moléculas: CH4, NH3, SH2, BH3.
a) Justifique sus geometrías moleculares en función de la hibridación del átomo central.
b) Razone qué moléculas serán polares y cuáles apolares.
c) ¿De qué tipo serán las fuerzas intermoleculares en el CH4?
d) Indique, razonadamente, por qué el NH3 es el compuesto que tiene mayor temperatura de
ebullición.
Solución:
a) Geometría e hibridación del átomo central.
Configuración
electrónica del átomo
central
hibridación Geometría
4CH 2 2: 2 2C He s p
4 orb. 3sp
4 enlaces con H
Tetraédrica
(109º)
3NH 2 3: 2 2N He s p
4 orb. 3sp
3 enlaces con H
1 orbital con 2 é
Piramidal
(107º)
2SH 2 4: 3 3S Ne s p
4 orb. 3sp
2 enlaces con H
2 orbital con 2 é
Angular
(104º)
3BH 2 1: 2 2B He s p
3 orb. 2sp
3 enlaces con H
1 orbital p vacío
Trigonal
plana
(120º)
b) polaridad e la s moléculas:
4CH y 3BH APOLARES: distribución simétrica de la carga.
3NH y 2SH POLARES: distribución asimétrica de la carga.
c) Las únicas fuerzas intermoléculares que actúan entre las moléculas de metano, dado que no
es polar y no forma puentes de hidrógeno (no hay diferencia de electronegatividad entre H y
C) serán las fuerzas de Van der Walls debida a dipolos inducidos.
d) Porque el NH3 es el más polar y el que presenta débiles puentes de hidrógeno.
63. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Los metales alcalinos no reaccionan con los halógenos.
b) Los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con el agua.
c) Los halógenos reaccionan con la mayoría de los metales, formando sales iónicas.
d) La obtención industrial de amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares es un
proceso rápido a temperatura ambiente, aunque no se utilicen catalizadores.
Solución:
a) FALSO. Reaccionan fácilmente con los halógenos formando sales iónicas.
22 2M X MX .
Estructura de la materia 29-30 Problemas resueltos
b) VERDADERO. Reaccionan con el agua produciéndose el hidróxido y desprendiendo
hidrógeno. La reacción es más violenta a medida que descendemos en la tabla (con el sodio es
violenta con el potasio explosiva etc.). ( ) 2 ( ) 2( )2 2s aq gM H O MOH H
c) VERDADERO. Reaccionan fácilmente con metales y si el metal es muy activo (alcalino u
alcalinotérreo) la reacción se produce con violencia.
d) FALSO. Es una reacción muy lenta. La estabilidad tanto del nitrógeno, N2, como de
hidrógeno, H2, hacen que la energía de activación de esta reacción sea muy alta y se precisa
aumentar la temperatura y la presión a demás de catalizadores.
64. La primera y segunda energía de ionización para el átomo A, cuya configuración
electrónica es ls2 2s
1, son 520 y 7300 kJ·mol
-1, respectivamente:
a) Indique qué elemento es A, así como el grupo y periodo a los que pertenece.
b) Defina el término energía de ionización. Justifique la gran diferencia existente entre los
valores de la primera y la segunda energía de ionización del átomo A.
c) Ordene las especies A, A+ y A
2+ de menor a mayor tamaño. Justifique la respuesta.
d) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la especie iónica A+?
Solución:
a) A es el litio, Li. Pertenece al 1er
Grupo (Alcalinos) y al 2º Periodo.
b) Es la energía que hay que aportar a un mol de átomos neutros en fase gaseosa para
arrancarles un electrón y convertirlos en un ión positivo.
El primer electrón es relativamente fácil de arrancar, el ión positivo adquiere un configuración
estable de gas noble (He). El segundo electrón es mucho más difícil de arrancar, a demás de
destruir una configuración estable se añade el hecho de arrancar un electrón a un ion positivo.
c) Los iones positivos son siempre más pequeños que los átomos neutros,
R(A2+
)<R(A+)<R(A).
d) El He: 1s2.
65. Considere los elementos A (Z = 12) y B (Z = 17). Conteste razonadamente:
a) ¿Cuáles son las configuraciones electrónicas de A y de B?
b) ¿Cuál es el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo de cada uno de los elementos?
c) ¿Cuál tendrá mayor su primera energía de ionización?
d) ¿Qué tipo de enlace que se puede formar entre A y B? ¿Cuál será la fórmula del compuesto
resultante? ¿Será soluble en agua?
Solución:
a) Configuraciones electrónicas de A y B; Grupo; Periodo; Nombre y símbolo. 2 2 6 2
12
2 2 6 2 5
17
:1 2 2 3 2; 3º
:1 2 2 3 3 17; 3º
A s s p s Grupo Periodo Magnesio Mg
B s s p s p Grupo Periodo Cloro Cl
b) La primera energía de ionización aumenta a lo largo de un periodo y disminuye a lo largo
de un grupo. Como se encuentran en el mismo periodo será mayor la del elemento B, la del
cloro.
c) Cómo se trata de un metal y un no metal, de diferente electronegatividad, formarán enlace
iónico. El compuesto más probable tendrá la fórmula: 2 2 o AB MgCl . Por ser un compuesto
iónico será soluble en agua.
Revisado 6 de mayo de 2014