[química 2º bachillerato] ejercicios + soluciones: sistema periódico de los elementos

12/Sistema periódico de los elementos

Sistema periódico de los elementos 2Química

Define brevemente las propiedades periódicas de los elementos químicos: volumen atómico, potencial de ioniza-ción, afinidad electrónica.

Son un conjunto de propiedades de los elementos que varían de uno a otro según el orden en elque están colocados en la tabla periódica. Aunque en la mayoría de las propiedades químicaspuede hallarse un reflejo de la ordenación periódica, las que mejor correlación muestran son lascitadas en el enunciado. Se describirá su variación a lo largo de grupos y periodos, justificandoalgunas anomalías conocidas. (Véanse las páginas 60-67 del libro del alumno.)

Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:a) 1s2 2s2 2p1 c) 1s2 2s2 2p6 3s2

b) 1s2 2s2 2p5 3s2 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Indica cuáles corresponden a átomos en su estado fundamental, cuáles a estados excitados y cuáles son imposi-bles. Razona la respuesta.• Los átomos de los apartados a, c y d se encuentran en su estado fundamental. Los electrones

están dispuestos siguiendo estrictamente el orden de energía creciente. Se cumple en todomomento la regla de Madelung sobre la disposición de los electrones. Se trata del boro (a), mag-nesio (c) y hierro (d). En este último caso, el orden energéticamente correcto de su configura-ción electrónica sería: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

• La configuración b representa un estado excitado. Un electrón se encuentra situado en un nivelenergético superior, 3s, sin que hayan sido completados los orbitales 2p, que son energética-mente inferiores. El estado fundamental correspondiente sería: 1s2 2s2 2p6 3s1 y corresponde-ría a un metal alcalino, concretamente, al sodio. El estado activado que se presenta es, ade-más, muy poco probable puesto que no corresponde al elec trón más externo del átomo encuestión.

• Ninguna de ellas es estrictamente imposible, pues en ninguna se violan reglas fundamentalescomo el principio de exclusión de Pauli.

Describe brevemente la variación de las propieda des periódicas de los elementos. De forma cualitativa, aplícala atres elementos del grupo de los alcalinos (I A) y del grupo de los halógenos (VII B).

Se definirán las propiedades periódicas como un conjunto de propiedades de los elementos quevaría de uno a otro siguiendo el orden en el que están colocados en la tabla periódica. Asimismo,se definirán el potencial de ionización, la afinidad electrónica y el radio atómico, y se comentarásu variación para los tres primeros elemen tos de los metales alcalinos y de los halógenos. Se comen-tarán brevemente otras propiedades como el radio iónico (los ejemplos de alcalinos y halógenosson muy apropiados), la electronegatividad, el punto de fusión o la densidad. (Véanse las páginas59-64 del libro del alumno.)

Conocido el número de electrones de los elementos A(2), B(11), C(9), D(12) y E(13), justifica el elemento que:

a) Corresponde a un gas noble.b) Es el más electronegativo.c) Es un metal alcalino. d) Presenta valencia 3.e) Puede formar un nitrato cuya fórmula es X(NO3)2.

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a) 2A representa un gas noble. Su configuración electrónica posee un nivel completo: 1s2. Se tratadel helio, He.

b) 9C es el elemento más electronegativo. Su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p5, que corres-ponde a un elemento situado al final del segundo periodo, a falta de un solo electrón para com-pletar su nivel energético, hecho que induce una gran avidez por la captura de electrones. Setrata del flúor, el elemento más electrone gativo del sistema periódico.

c) 11B tiene la configuración electrónica: 1s2 2s2 2p63s1. Se trata del sodio, Na.

d) 13E es un elemento situado en el tercer periodo, en el grupo 13 o IIIA según muestra su configu-ración electró nica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. Se trata del aluminio, que puede perder tres electrones devalencia adquiriendo la configuración electrónica de gas noble; Al3+: 1s2 2s2 2p6.

e) 12D es un elemento cuya configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2. Se trata del magnesio, unmetal alcalinotérreo que puede ionizarse por pérdida de dos electrones; Mg2+: 1s2 2s2 2p6. El ionMg2+ puede formar el nitrato magnésico: Mg(NO3)2.

a) Define número atómico y número másico y ex plica la diferencia entre los dos nucleidos si guientes: 2311Na y 11

25Na.b) Indica el grupo y el periodo de la tabla periódica a los cuales pertenecen los elementos de número ató mico 16 y 20.

¿Qué carga llevan los iones presentes en el sólido cristalino formado por la reacción entre estos dos elementos?

a) • El número atómico es igual al número de protones presentes en el núcleo (e igual al númerode electrones en un átomo que sea eléctricamente neutro).

• El número másico es igual al número de protones más el número de neutrones.

• Los dos nucleidos citados (2311Na y 25

11Na) son isótopos del elemento sodio. Ambos presentan 11protones en el núcleo, pero 23

11Na contiene 12 neutrones mientras que 2511Na, 14.

b) • 16X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Grupo 16 (VIA), anfígenos; periodo III. Se trata del azufre, S.

• 20Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Grupo 2 (IIA), alcalinotérreos; periodo IV. Se trata del calcio, Ca.

• 16X tendrá tendencia a ganar dos electrones y adquirir la configuración 16X2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

• 20Y tendrá tendencia a perder dos electrones y adquirir la configuración 20Y2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

• Entre ambos se podrá establecer un enlace iónico: Ca2+ S2–.

En relación a la colocación de los elementos en la tabla, indica:a) ¿Qué grupos son los que solo tienen electrones de valencia en orbitales s?b) ¿Cómo varía la electronegatividad en los elementos no metálicos?c) ¿Dónde se sitúan los elementos lantánidos y actíni dos? d) ¿Qué características poseen los elementos de transi ción (o del bloque d) con respecto a sus estados de oxida-

ción?

a) Alcalinos y alcalinotérreos.

b) Aumenta desde la izquierda hacia la derecha y desde abajo hacia arriba de la tabla periódica.

c) Se sitúan entre los elementos s y los elementos d, aunque normalmente se representen separa-dos del resto de la tabla para dar a esta un formato más compacto y manejable.

d) Presentan una gran variedad de estados de oxidación. Los elementos de los extremos de losperiodos de transición presentan pocos estados de oxidación, mientras que los elementos cen-trales disponen de muchos más. La causa está en el mayor número de electrones desapareadosen estos elementos centrales. Los estados de oxidación altos solo pueden existir en compuestosdonde el metal se une a elementos muy electronegati vos, como el oxígeno o el flúor.

Los elementos A, B, C y D tienen los números ató micos 13, 17, 19 y 35. Indica:a) Sus notaciones o configuraciones electrónicas.b) ¿Cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles perte necen al mismo periodo de la tabla periódica?c) ¿Cuáles se pueden combinar entre sí formando com puestos iónicos? Justifica la respuesta.

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a) • 13A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 • 19C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

• 17B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 • 35D: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) • A: periodo III, grupo 13. • C: periodo IV, grupo 1.

• B: periodo III, grupo 17. • D: periodo IV, grupo 17.

A y B son ambos del tercer periodo, mientras que C y D lo son del cuarto. B y D son del mismogrupo, ambos son halógenos.

c) A y C tenderán a perder electrones y a adquirir un número de oxidación positivo:

• 13A3+: 1s2 2s2 2p6 • 19C

+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

En cambio, B y D tenderán a ganar electrones y a adquirir un número de oxidación negativo:

• 17B–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 • 35D

–: 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Por tanto, existe la posibilidad de que se formen compuestos iónicos de A con B o D y tambiénde C con B o D: AB3, AD3, CB y CD. Los elementos A, B, C y D son Al, Cl, K y Br, respectivamente.

Justifica razonadamente: a) Si es mayor la primera o la segunda energía de ioni zación del átomo de magnesio. b) Si es mayor la primera o la segunda afinidad electró nica del oxígeno.

a) La segunda es mayor, se requiere más energía para arrancar el segundo electrón que el prime-ro, ya que, tras arrancar el primer electrón, el átomo se convierte en un ion positivo y de un radiomenor que el del átomo neutro. Por consiguiente, el segundo electrón que se ha de arrancar seve sometido a una fuerza de atracción mayor que la que sufriría en un átomo neutro.

b) La segunda es mayor, se desprende (valor negativo) más energía en la adición del primer elec-trón que en la del segundo. La adición del segundo electrón debe hacerse venciendo las fuer-zas de repulsión del ion negativo en el que se convierte el átomo tras la adición del primerelectrón.

Dadas las configuraciones que corresponden a áto mos neutros, A: 1s2 2s2 2p3; B: 1s2 2s2 2p5; C: 1s2 2s2 2p6;D: 1s2 2s2 2p6 3s1; E: 1s2 2s2 2p6 3s2:

a) Ordénalas de forma que aumente gradualmente el primer potencial de ionización, indicando la confi guraciónelectrónica de cada átomo ionizado.

b) Indica el elemento cuyo segundo potencial de ioni zación es el más elevado e indica la configuración electróni-ca del átomo doblemente ionizado.

c) Indica el elemento con mayor afinidad electrónica. d) Indica el elemento más electronegativo. e) Indica los elementos que presentan carácter metáli co y ordénalos de mayor a menor.

a) Tras la primera ionización, las configuraciones electrónicas resultantes serán:

• A+: 1s2 2s2 2p2 • B+: 1s2 2s2 2p4 • C+: 1s2 2s2 2p5 • D+: 1s2 2s2 2p6 • E+: 1s2 2s2 2p6 3s1

Se debe entender que el potencial de ionización será más elevado cuanto:

— Más interno sea el orbital que ocupa el último electrón (que es el que se extrae).

— Más inestable sea el ion positivo resultante en lo que atañe a su configuración electrónica. Eneste sentido, se considerarán estables las configuraciones de niveles completos, a semejanzade las de los gases nobles. A la vista de las anteriores configuraciones de iones positivos, esde esperar que el orden de los primeros potenciales de ionización sea: D < E < A < B < C.

b) A partir de las mismas consideraciones que en el apartado anterior, es previsible que el máximosegundo potencial de ionización corresponda al elemento D, cuya segunda ionización le supo-ne la pérdida de la configuración de gas noble que había alcanzado en la primera ionización. Laconfiguración electrónica para el ion divalente positivo sería D2+: 1s2 2s2 2p5.

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c) La afinidad electrónica corresponde a la energía que acompaña la adición de un electrón porparte de un átomo gaseoso. Esta energía será negativa en el caso de que se desprenda y positi-va en el caso de que haya que administrarla para la adición del electrón.

Si se pide la energía más elevada desprendida, este valor correspondería al elemento B (se tratadel flúor), al cual solo le falta un electrón para adquirir una configuración electrónica estable degas noble. Por ello, la adición de este electrón conduce a una situación de gran estabilidad y aun gran desprendimiento energético.

d) El elemento más electronegativo es igualmente el B. El flúor es el elemento más electronegati-vo del sistema periódico.

e) Los elementos metálicos del enunciado son el D y el E. Sus configuraciones electrónicas mues-tran que se trata de un elemento alcalino y de un alcalinotérreo, respectivamente (Na y Mg). Elcarácter metálico es D > E, ya que el primero está situado más hacia la izquierda de la tablaperiódica.

Indica la configuración electrónica, la posición en el sistema periódico y el carácter metálico y oxidante del átomo 11248X.

• 11248X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10

• Se trata de Cd, un metal de transición del periodo V y del grupo 12.

• Tiene características metálicas y reductoras débiles.

Indica razonadamente el número de elementos del cuarto periodo del sistema periódico.

En el cuarto periodo se sitúan los elementos cuyo número cuántico principal n puede tomar comovalor máximo n = 4. Siguiendo la regla de Madelung, el orden de llenado y el número de electronesen los primeros orbitales son: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6. Por tanto, en este periodo, se sitúan:

— 2 elementos que llenan los orbitales 4s.

— 10 elementos que llenan los orbitales 3d.

— 6 elementos que llenan los orbitales 4p.

En total: 18 elementos.

Tres elementos tienen de número atómico 19, 35 y 54, respectivamente. Indica: a) Sus estructuras electrónicas.b) Su grupo y periodo. c) ¿Cuál tiene mayor afinidad electrónica?d) ¿Cuál tiene menor potencial de ionización?

a) • 19X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

• 35Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

• 54Z: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

b) • 19X: grupo 1, periodo IV.

• 35Y: grupo 17, periodo IV.

• 54Z: grupo 18, periodo V.

c) 35Y, que es el Br, tiene la mayor afinidad electrónica.

d) 19X, que es el K, tiene el menor potencial de ionización.

Escribe la configuración en estado fundamental de: a) Un elemento con tres electrones en un orbital p.b) Un elemento de transición.c) Un alcalinotérreo.d) Un elemento del grupo 18.

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¿Cuáles tienen electrones desapareados?

a) N: 1s2 2s2 2p3 c) Be: 1s2 2s2

b) Zn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 d) Ne: 1s2 2s2 2p6

De los ejemplos anteriores, solo el N tiene electrones desapareados, ya que presenta el subnivel2p incompleto y, en cumplimiento del principio de multiplicidad o regla de Hund, sus tres electro-nes 2p estarán situados cada uno en un orbital. Es decir, su configuración será N: 1s2 2s2 2px

1 2py1

2pz1. El resto de elementos posee niveles o subniveles completos donde el desapareamiento no es

posible.

Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e iones: F (Z = 9), S2– (Z = 16), Rb+ (Z = 37), Xe (Z = 54) y Ba2+ (Z = 56). Justifica breve mente su fundamento teórico.

• F: 1s2 2s2 2p5 • Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

• S2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 • Ba2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

• Rb+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Los electrones se disponen en su configuración de estado fundamental, siguiendo la regla deMadelung. Los iones representan estados en los que los átomos han ganado o perdido electroneshasta adquirir configuración de gas noble. El Ba2+ resulta isoelectrónico con el Xe.

a) Escribe las configuraciones electrónicas en su estado fundamental de: nitrógeno, argón, mag nesio, hierro, ionhierro (II) e ion hierro (III).

b) Indica e identifica los electrones desapareados que existen en cada uno de los átomos e iones del apar tado a).

a) • N: 1s2 2s2 2p3 • Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 • Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

• Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 • Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 • Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

b) • Ar y Mg: no presentan electrones desapareados, pues sus subniveles están totalmente llenos.

• N: están desapareados los tres electrones de los orbitales 2p.

• Fe: hay cuatro electrones desapareados y dos apareados en los orbitales 3d.

• Fe2+: hay cinco electrones desapareados en los orbitales 3d y uno en el orbital 4s.

• Fe3+: hay cinco electrones desapareados en los orbitales 3d.

Dados 199A y 26

56B, indica:

a) Cuántos protones y neutrones tienen sus núcleos.b) Su número atómico y su configuración electrónica.c) Un isótopo de cada uno de ellos.

a) • 199A: 9 protones y 10 neutrones. • 26

56B: 26 protones y 30 neutrones.

b) • 199A (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 • 26

56B (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

c) • 209A • 26

56B

Dados los elementos A, B y C de números atómicos 11, 13 y 17, respectivamente, indica:

a) Su configuración electrónica.b) El número de electrones en su capa de valencia.c) La naturaleza de los enlaces de los compuestos A—C, C—C y B—B.

a) • 11A:1s2 2s2 2p6 3s1 • 13B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 • 17C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

b) • A: 1 electrón. • B: 3 electrones. • C: 7 electrones.

c) • A—C: iónico. • B—B: metálico. • C—C: covalente.

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Explica cómo varía el radio atómico de los metales alcalinos. Razona la respuesta.

El radio crece al descender por el grupo (Li < Na < K < Rb < Cs < Fr), porque, al pasar de un perio-do a otro, aumenta el número cuántico principal del último electrón. Según el modelo de Bohr, elradio de las órbitas es directamente proporcional al cuadrado de dicho número cuántico principal(r = n2K). La fuerza de atracción del núcleo decrece según la ley de Coulomb con el cuadrado de ladistancia y, como esta, lo hace según el cuadrado del número cuántico principal (r = n2K).

De todo ello resulta que la fuerza de atracción sobre el último electrón de los metales alcalinoté-rreos disminuye al pasar de un periodo a otro en un factor elevado a la cuarta potencia, mientrasque la carga del núcleo crece solo linealmente y no puede en modo alguno compensar la disminu-ción. Por otra parte, los electrones externos son protegidos a causa de la acción del núcleo porparte de los otros electrones.

Tres elementos tienen números atómicos iguales a 19, 35 y 54, respectivamente. Indica:a) Sus estructuras electrónicas.b) Grupo y periodo a los que pertenecen. c) Cuál es el de mayor afinidad electrónica.d) Cuál es el de menor potencial de ionización.

a) • 19X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

• 35Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

• 54Z: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

b) • 19X = K: IV periodo, grupo 1, metales alcalinos.

• 35Y = Br: IV periodo, grupo 17, halógenos.

• 54Z = Xe: V periodo, grupo 18, gases nobles.

c) • Br es el elemento de mayor afinidad electrónica (entendida como negativa o como energíadesprendida, pues la de Xe es positiva, ya que debe ser administrada en la adición forzada delelectrón).

d) • K es el que cede más fácilmente un electrón.

Ordena los siguientes átomos e iones según el or den creciente de sus tamaños: Ar, S2–, K+,Cl–, Li+.

Li+ tiene la configuración 1s2 y es el menor. El resto de especies tiene la configuración 1s2 2s2 2p6

3s2 3p6. Por ello, sus tamaños dependen del número de protones del núcleo. Cuanto más positivosea el núcleo, mayor será la fuerza con la que atraiga a los electrones situados a su alrededor ymenor será el radio del átomo o ion. El orden será:

Li+ < K+ < Ar < Cl– < S2–

Define el principio de exclusión de Pauli.

El principio de exclusión de Pauli afirma que, en un mismo átomo, no puede haber dos electronescon los cuatro números cuánticos iguales. (Véase la página 49 del libro del alumno.)

Dados A: ion cloruro, B: ion sodio, y C: neón.a) Escribe su configuración electrónica en esquema de celdas y flechas para la capa de valencia.b) Justifica cuál tendrá un radio mayor.c) Razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón.Datos: ZCl = 17; ZNa = 11; ZNe = 10.

a) • 17Cl–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• 11Na+:1s2 2s2 2p6

• 10Ne: 1s2 2s2 2p6

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Todos ellos tienen su última capa electrónica completa:

b) • Cl–, ya que pertenece a un periodo superior de la tabla.

c) • Será más fácil arrancarle un electrón a Cl–, por la misma razón anterior.

Identifica los siguientes elementos a partir de sus configuraciones electrónicas: a) 1s2 2s1 b) 1s2 2s2 2p3 c) [Ne]3s2 3p1 d) [Ar]4s2

a) 1s2 2s1. II periodo, grupo 1 o I A (metales alcalinos). Se trata de litio, Li.

b) 1s2 2s2 2p3. II periodo, grupo 15 o V A (nitrogenoideos). Se trata de nitrógeno, N.

c) [Ne] 3s2 3p1. III periodo, grupo 13 o III A (boroideos). Se trata de aluminio, Al.

d) [Ar] 4s2. IV periodo, grupo 2 o II A (metales alcalinotérreos). Se trata de calcio, Ca.

Considera el elemento cuyo Z es igual a 36. a) ¿Cuál es su configuración electrónica?b) ¿Cuál es su situación en el sistema periódico?c) ¿Qué tipos de enlace puede presentar en sus unio nes?d) Compara su electronegatividad con la de los ele mentos bromo y cesio.

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

b) Kr, gas noble del periodo IV.

c) No forma habitualmente enlaces, solo excepcionalmente algunos enlaces covalentes con los ele-mentos más electronegativos que, aun así, resultan muy inestables.

d) La electronegatividad de los gases nobles resulta difícil de comparar con la de otros elementosdebido a su baja reactividad. No obstante, sí que puede establecerse a partir de valores de poten-cial de ionización y de afinidad electrónica calculados experimentalmente. Como es de suponer,el potencial de ionización será muy elevado, tal y como corresponde al elemento que cierra elperiodo, mientras que la afinidad electrónica resulta ligeramente positiva debido a la inestabili-dad que comporta la admisión de un electrón adicional en su configuración electrónica. Global-mente, la electronegatividad del Kr es mucho mayor que la del Cs y algo mayor que la del Br.

Enuncia el principio de exclusión de Pauli. ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede haber en los orbi-tales 3d? ¿Y en los 5p? Razona la respuesta.

• El principio de exclusión afirma que, en un mismo átomo, no pueden existir dos electrones queposean los cuatro números cuánticos iguales.

Como consecuencia del principio de exclusión, en cada orbital caben solo dos electrones que sediferencian en el número cuántico de spin (+1/2 y –1/2 ). En cada subnivel hay 2� + 1 orbitales.Por tanto, el número de electrones será: 2(2� + 1).

• En este caso, en los orbitales d, � = 2. El número de electrones será 10.

• En los orbitales p, � = 1. El número de electrones será 6.

Dados los elementos A, B, C y D de números ató micos 9, 11, 17 y 20, respectivamente:

a) Escribe su configuración electrónica. b) Razona el tipo de enlace que se dará en: A—A, C—D. c) ¿Qué estequiometría presentarán los dos compues tos anteriores? Razona la respuesta.a) • 9A: 1s2 2s2 2p5

• 11B: 1s2 2s2 2p6 3s1

• 17C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

• 20D: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

��p

��s

��

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b) • En A—A se dará un enlace covalente al compartir un par de electrones.

• En C—D se dará un enlace iónico entre los iones C– y D2+.

c) • A formará moléculas A2.

• C y D formarán un sólido cristalino de fórmula DC2.

Se trata de los elementos: A = F, B = Na, C = Cl, D = Ca.

En la misma columna del sistema periódico se en cuentran, dispuestos por orden creciente de número atómico:cloro, bromo, yodo. El número atómico del cloro es 17.

a) Escribe la configuración electrónica de los tres ele mentos. b) Define el potencial de ionización de un elemento químico y asigna, razonadamente, cada uno de los tres valores

siguientes a cada uno de los tres elemen tos anteriores: 10,4 eV; 11,8 eV; 13,0 eV. c) Define afinidad electrónica de un elemento químico y atribuye a los tres elementos anteriores los valores: 3,06;

3,36 y 3,61 eV.

a) • 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

• Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

• I: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5

Las configuraciones electrónicas de I y Br se deducen de la de Cl, pues, al pertenecer al mismogrupo, deben poseer el mismo número de electrones en el mismo tipo de orbitales del últimonivel. En este caso, deben ser ns2 np5.

b) El potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en esta-do gaseoso. El potencial de ionización disminuye al descender por un grupo de la tabla periódi-ca, por lo que será:

• I: 10,4 eV •Br: 11,8 eV •Cl: 13,0 eV

c) La afinidad electrónica es la energía que acompaña la adición de un electrón a un átomo enestado gaseoso. La afinidad electrónica también disminuye al descender por un grupo de latabla periódica, por lo que será:

• I: 3,06 eV • Br: 3,36 eV • Cl: 3,61 eV

a) ¿Cómo definirías la afinidad electrónica? Describe el concepto mediante una ecuación. Su giere una razón queexplique la disminución en los valores de la afinidad electrónica al pasar del Li al Be.

b) Justifica la pequeña disminución correspondiente a la energía de ionización entre el nitrógeno (1 400 kJ/mol) yel oxígeno (1 310 kJ/mol), y entre el Be (900 kJ/mol) y el B (799 kJ/mol).

a) La afinidad electrónica es la energía que acompaña a la adición de un electrón a un átomo enestado gaseoso:

B + e → B– + ΔE

Be tiene una estabilidad adicional respecto al Li, al tener completo el orbital 2s.

b) • N también presenta una estabilidad adicional, respecto al Li, al tener los orbitales 2p semille-nos. En cambio, O posee un electrón más (1s2 2s2 2p4) y la pérdida de este será ligeramente másfácil.

• Del mismo modo, Be presenta una estabilidad adicional al completar el orbital 2s, mientrasque B tiene su electrón diferenciador situado en un orbital 2p.

¿Cómo varía el potencial de ionización en la tabla periódica de los elementos?

Aumenta hacia la derecha de un periodo, puesto que el último electrón de cada elemento de unperiodo está colocado en el mismo nivel energético (tienen en común el mismo valor del número

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Química


cuántico principal más elevado), pero la carga eléctrica positiva del núcleo es cada vez mayor y, portanto, también es mayor la atrac ción ejercida sobre los electrones.

Al descender por un grupo, las energías de ionización disminuyen, ya que el último electrón decada átomo está situado progresivamente más lejos, de modo que la atracción del núcleo es cadavez menor y resulta más fácil de arrancar; además, el apantallamiento de los otros electrones estambién cada vez mayor. (Véase la página 60 del libro del alumno.)

Indica, en cada caso, el elemento que corresponde a la característica reseñada:

a) Su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.b) Es el alcalino de mayor tamaño.c) Es el elemento del grupo del nitrógeno con mayor energía de ionización. d) Es el elemento cuyo ion positivo posee la configura ción [Kr]4d 6.

a) Azufre, 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

b) Francio. Pertenece al séptimo periodo.

c) Nitrógeno. Es el primer elemento del grupo.

d) Rutenio. Si un ion A2+ tiene por configuración: [Kr] 4d6, el átomo neutro que poseerá dos elec-trones más será [Kr] 5s2 4d6 que corresponde al sexto elemento de transición del quinto perio-do, para el cual se ha comproba do, por medidas espectroscópicas, que su configuración corres-ponde, en realidad, a [Kr] 5s1 4d7.

Dados dos elementos, uno con Z = 35 y otro con una configuración 4s2 para su electrón de mayor ener gía, indicasu posición en la clasificación periódica, sus valencias más probables y cuál de ellos tiene mayor po tencial de ioni-zación y mayor radio atómico.

• 35X = Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Es un halógeno del cuarto periodo. Se trata de Br. Los estados de oxidación más probables sonlos correspon dientes a configuraciones electrónicas estables: –1, +1, +3, +5, +7. Todos ellos pre-sentan subniveles energéti cos completos.

• 20Y = Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Es un alcalinotérreo del cuarto periodo. Se trata de Ca. Su único número de oxidación estable es+2. Con la pérdida de dos electrones adquiere configuración estable de gas noble.

Ambos elementos pertenecen al cuarto periodo pero están situados a un extremo y otro delperiodo. Ca tiene mayor radio atómico porque posee un núcleo de menor carga positiva (20 pro-tones frente a los 35 protones de Br), con lo cual, la atracción sobre los últimos electrones esmenor que en el caso de Br. Por la misma razón, en Ca es más fácil arrancar alguno de sus elec-trones más externos y, por consiguiente, su potencial de ionización es menor que el de Br.

Enuncia el principio de máxima multiplicidad de Hund. Explica algún ejemplo.

La regla de Hund indica que, dentro de cada subnivel, los electrones deben colocarse ocupando elmayor núme ro de orbitales posible y evitando formar parejas en un mismo orbital, mientras sepueda. Por ejemplo, para el caso del N: 1s2 2s2 2p3. La regla de Hund indica que la disposición enlos orbitales debe ser:

en lugar de:

Identifica cada una de las configuraciones electró nicas con sus elementos correspondientes:a) 1s2 2s2 2p3

b) 1s2 2s2 2p2

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

33

�2p

��2s

��2p

��2s

��

32

31

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Química

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d) 1s2 2s2 2p4

Razona los estados de oxidación más estables de dichos elementos.

a) N: 1s2 2s2 2p3. El estado de oxidación –3 corresponde a la ganancia total o parcial de tres elec-trones hasta completar los orbitales 2p. El resto de estados de oxidación que presenta N (+1, +2,+3, +4, +5) corresponden a pérdidas totales relativas de los cinco electrones del segundo nivel,que es el más externo para él.

b) C:1s2 2s2 2p2. El estado de oxidación +2 corresponde a la situación en la que comparte con ele-mentos más electronegativos los dos electrones 2p que muestra en su configuración elemental.El estado de oxidación +4 corresponde a aquella en la que comparte cuatro electrones y que seproduce previamente a la promoción de un electrón 2s a un orbital 2p, con lo que resulta unaconfiguración C: 1s2 2s1 2p3.

c) P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. P presenta, al igual que N, un estado de oxidación –3 debido a la posibili-dad de ganar o compartir ventajosamente tres electrones para completar su capa de valencia.Del mismo modo, presenta números de oxidación positivos que representan estados de pérdidarelativa (por tratarse de enlaces covalentes) de sus electrones. Existen menos estados de oxida-ción positivos (+1, +3, +5) que en el N y significan combinaciones estables obtenidas al quedarelectrónicamente con los niveles semicompletos: P(+1): 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3; P(+3): 1s2 2s2 2p6 3s2;P(+5): 1s2 2s2 2p6.

d) O:1s2 2s2 2p4. Debido a su elevada electronegatividad, el oxígeno solo presenta estado de oxida-ción negati vo (–2). Concretamente, el que corresponde a la captura del número de electrones quefaltan para completar su estructura electrónica. Se conoce otro número de oxidación distinto (–1)en los peróxidos, en los que se produce una unión entre dos átomos de oxígeno (—O—O—).

Dados los elementos de número atómico 19, 20, 3 y 35:a) Escribe sus configuraciones electrónicas.b) Define energía de ionización y compara la de los elementos 3 y 19.c) Define electroafinidad y compara la de los elemen tos 20 y 35.d) Compara el radio atómico de los elementos 3 y 19.

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

• 20Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 • 35Q: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en esta-do gaseoso. Disminuye al descender por un grupo de la tabla periódica. La de 3Z es mayor quela de 19X porque el electrón que se va a arrancar pertenece a capas mucho más cercanas alnúcleo.

c) La afinidad electrónica es la energía que acompaña a la adición de un electrón a un átomo enestado gaseoso. Crece de izquierda a derecha de la tabla periódica. La de 20X es menor que lade 35X, por tratarse el primero de un metal situado en el extremo izquierdo de la tabla periódi-ca, mientras que el segundo es un halógeno al cual solo le falta un electrón para completar sucapa de valencia.

d) El radio atómico de 3Z es menor que el de 19X, ya que 3Z es un elemento del segundo periodo,mientras que 19X lo es del cuarto. El último electrón está situado mucho más lejos del núcleo.

Define el concepto de electronegatividad. Explica su variación en la tabla periódica. Comenta alguna aplicación deeste concepto.

Se definirá la electronegatividad según Mulliken y según Pauling. Se mostrará la importancia quí-mica de la escala de electronegatividades y de las magnitudes relacionadas con ella. Se estudiarásu variación a través de los grupos y periodos, junto con las irregularidades más destacadas. (Véasela página 62 del libro del alumno.)

Explica las características de la tabla periódica en términos de la configuración electrónica. ¿Qué entien des por«propiedades periódicas»? Elige dos propieda des periódicas, defínelas y explica su variación a lo lar go de un grupoy de un periodo.

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Química


Se explicará la configuración característica de un grupo y de un periodo. Se especificarán las con-figuraciones características de las distintas familias de la tabla. Respecto a las propiedades que va-rían regularmente según la tabla, se definirá radio atómico y potencial de ionización. Se escogerála variación a lo largo de un periodo que permita analizar la implicación de los orbitales d y f.(Véanse las páginas 51-53 y 59-64 del libro del alumno.)

La energía de ionización del litio es 517,4 kJ/mol.a) Define energía de ionización.b) Calcula la longitud de onda máxima de una radiación capaz de ionizar átomos de litio en estado fun damental.

Datos: h = 6,63 · 10–34 J s; NA = 6 · 1023 mol–1; c = 3 · 108 m/s.

a) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en esta-do gaseoso.

b) La energía para ionizar un átomo sería:

a) Escribe las configuraciones electrónicas en esta do fundamental de: nitrógeno, bromo, hierro e ion hierro (II), eindica cuántos electrones desa pareados habrá en cada uno de ellos.

b) Si arrancamos un electrón a cada una de las siguien tes especies: He, Li+, Be2+, ¿la energía para realizar el pro-ceso será la misma en los tres casos?

c) ¿La energía del orbital atómico 4s es menor que la del orbital atómico 3d en todos los elementos quími cos? Razo-na la respuesta.

a) • 7N: 1s2 2s2 2p3. Tres electrones desapareados.

• 35Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5. Un electrón desapareado.

• 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Cuatro electrones desapareados.

• 26Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Seis electrones desapareados.

b) Las tres especies son isoelectrónicas: 2He = 3Li+ = 4Be2+: 1s2. Pero al tratar de arrancar un electrónde cada una de ellas, se necesitan diferentes energías porque en el núcleo de 2He hay dos pro-tones, en el de 3Li+ hay tres y en el de 4Be2+ hay cuatro, con lo que la fuerza de atracción sobreel electrón que se arranca es distinta, aumentando en el orden citado.

c) Aunque se suele considerar como norma general que la energía de los orbitales 4s es menor quela de los orbitales 3d, la relación entre ambas energías depende del propio llenado de los orbi-tales. En el potasio, 19K, el electrón diferenciador se sitúa en el orbital 4s, al igual que ocurre enel 20Ca. Pero una vez que comienzan a llenarse los orbitales 3d, los electrones situados en los 4sno pueden apantallarlos eficazmente contra la atracción del núcleo (dado que los orbitales 4stienen mayor extensión espacial) y la energía de los orbitales 3d disminuye hasta situarse pordebajo de la de los 4s.

Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas: a) ns1; b) ns2 np1; c) ns2 np3; d) ns2 np6, iden tificados elementos de cada uno de los grupos anterio res y razona cuáles serán sus estados de oxidación más esta-bles.a) ns1: es la configuración común a todos los elementos alcalinos (grupo 1); Li, Na, K, Rb, Cs y Fr.

Tenderán a perder un electrón para adquirir una configuración electrónica completa en su capaexterna (que pasará a ser la inmediatamente anterior, n – 1). Por tanto, su número de oxidacionestable será +1.

b) ns2 np1: es la configuración común a los elementos boroideos (grupo 13): B, Al, Ga, In, Tl.

Tenderán a perder tres electrones para adquirir una configuración electrónica completa en sucapa anterior a la de valencia (n – 1). Su número de oxidación estable será +3.

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E h hc

= = = J sm s

= Jνλ λ

6 63 103 10

8 6 10348

19, ,⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⇒− − λλ = m2 31 10 7, ⋅ −

517 4 106 10

8 6 10323

1, ,⋅ ⋅⋅

⋅ −J/mol1 mol

átomos= 99 J/átomos.

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Química

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c) ns2 np3: es la configuración común a los elementos nitrogenoideos (grupo 15): N, P, As, Sb, Bi.

Tenderán a ganar tres electrones para adquirir una configuración electrónica completa en sucapa de valen cia. Por ello, su número de oxidación estable será –3.

d) ns2 np6: es la configuración común a los gases nobles, excepto el He (grupo 18): Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Su capa de valencia posee la configuración más estable que se conoce. No manifiestan tenden-cia a ganar ni a perder electrones.

El átomo de yodo tiene 53 electrones y su número másico es 127. ¿Cuántos protones y neutrones tiene? ¿Cuál essu número atómico?

12753I: este átomo posee 53 protones y 127 – 53 = 74 neutrones. Su número atómico es 53.

a) Define el concepto de energía de ionización de un elemento.b) Explica cómo varía esta propiedad en un grupo y en un periodo de la tabla periódica. c) Dados los elementos F, Ne y Na, ordénalos de ma yor a menor energía de ionización.

a) La energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomogaseoso (aisla do de otros átomos) en su estado energético fundamental.

b) Disminuye a medida que se desciende por el grupo, ya que los electrones externos están situa-dos cada vez más lejos del núcleo y, aunque aumenta la carga eléctrica de este, el factor distan-cia resulta más importante. Se comprende a partir de la ley de Coulomb sobre la atracción

eléctrica. Según esta, la atracción entre un núcleo y un electrón es: donde

Z = número atómico, q = carga eléctrica del electrón y r = distancia entre el electrón y el núcleo.Además, la presencia de los electrones internos apantalla a los más externos, contrarrestando laatracción del núcleo.

A lo largo de un periodo, la energía aumenta de izquierda a derecha, ya que la carga del núcleoes cada vez mayor, pero la distancia que separa los electrones del núcleo no crece, pues estos sesitúan en orbitales del mismo nivel. (Véanse las páginas 60 y 61 del libro del alumno.) Se presen-tan irregularidades al pasar de la configuración ns2 a ns2 np1 y al pasar de ns2 np3 a ns2 np4.

c) El orden decreciente de energías es: EINe > EIF > EINa.

Ne es el de mayor energía de ionización porque presenta una capa electrónica completa y muyestable. F no posee esta estabilidad y, además, tiene un protón menos en su núcleo. Na cede conmucha facilidad su electrón 3s1 y adquiere configuración de gas noble.

Escribe la configuración electrónica con el esque ma de celdas y flechas para la capa de valencia de: a) El elemento alcalino del IV periodo. b) El tercer elemento de la primera serie de transición. ¿Cuál de ellos tiene un radio atómico mayor? Razó nalo.

Las configuraciones electrónicas son:

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

El electrón más externo está situado en un orbital 4s en ambos casos. Por tanto, ambos átomos ten-drían, en principio, el mismo radio. Pero el núcleo del elemento de transición, V, posee cuatro pro-tones más que el del elemento alcalino, K, con lo que la atracción eléctrica sobre los electronesexternos es mayor en el elemento de transición y tiene un radio menor.

Dados dos elementos, uno con Z = 35 y otro cuyos electrones de mayor energía poseen una configuración 4s2: a) Indica su posición en el sistema periódico y sus va lencias más probables. b) Explica cuál de ellos tiene mayor potencial de ioni zación y mayor radio atómico.

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�3d4s

��3d4s

�

42

FZ q q

r=

1

4 02π εe e ,

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a) El elemento con Z = 35 tendrá por configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5. Setrata de un elemento halógeno (grupo 17) del cuarto periodo: Br. Su valencia más probable es1, pues, al ganar o compar tir un electrón alcanzará estructura de gas noble. También son posi-bles las valencias 3, 5 y 7.

Se entiende que el segundo elemento tiene una configuración electrónica que acaba en 4s2. Setrata de un metal alcalinotérreo (grupo 2) del cuarto periodo: Ca. Su única valencia probable es2 con un número de oxidación positivo: +2, ya que, al perder dos electrones, alcanza una confi-guración completa de gas noble. Puede objetarse que existen otros elementos cuyos electronesde mayor energía son también electrones 4s2. Se trata de los metales de transición del cuartoperiodo ya que, una vez lleno el orbital 4s, la energía de los 3d disminuye hasta hacerse menor,con la excepción del Cr y del Cu.

b) Son elementos del mismo periodo. Por tanto, sus electrones externos están en el mismo nivel ydeberían estar a una distancia similar del núcleo. Pero Ca tendrá un radio atómico mayor, puesel núcleo de Br posee una carga positiva mayor y ejerce más atracción sobre los electrones, con-trayendo el volumen atómico. En cam bio, el potencial o energía de ionización es mayor en Br,precisamente por la mayor carga nuclear que atrae más fuertemente a los electrones y dificultasu ionización.

Escribe la configuración electrónica de los elemen tos con Z = 30 y Z = 35. Sitúalos en la tabla periódica y razonaqué tipo de enlace formarán consigo mismos y entre ellos.

• El elemento con Z = 30 tiene por configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Se tratade un elemento de transición (grupo 12) del cuarto periodo: Zn. Su valencia más probable es 2.

• El elemento de Z = 35 tiene por configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5. Se tratade un elemento halógeno (grupo 17) del cuarto periodo: Br. Su valencia más probable es 1.

• Son dos compuestos de diferente electronegatividad, Zn es un metal y Br es un no metal. Con-sigo mismo, Zn formará redes de átomos unidos mediante enlace metálico, mientras que Br for-mará moléculas diatómicas con átomos unidos por enlace covalente.

• Si reaccionan el uno con el otro, formarán bromuro de cinc, ZnBr2, que será un compuesto ióni-co por su marcada diferencia de electronegatividades.

Identifica los elementos a los que corresponde cada una de las siguientes configuraciones electrónicas: [Kr]5s2,[Ar]3d10 4s2, [Ne]3s2 3p1, [Ar]3d10 4s2 4p4. In dica el periodo al que pertenece cada uno.

• [Kr]5s2: es un elemento alcalinotérreo del periodo V. Se trata del estroncio, Sr.

• [Ar]3d10 4s2: es un elemento de transición del periodo IV. Se trata del cinc, Zn.

• [Ne]3s2 3p1: es un elemento boroideo del periodo III. Es el aluminio, Al.

• [Ar]3d10 4s2 4p4: es un elemento anfígeno del periodo IV. Es el selenio, Se.

a) Indica el número de protones, neutrones y elec trones que hay en un átomo neutro del isóto po 17 del oxígeno (Z = 8). b) ¿En qué especie se convertiría si se añadiese un neu trón a su núcleo? c) ¿Y si se eliminase un electrón de su corteza? d) ¿Y si se añadiese un protón más a su núcleo?

a) En 178O hay 8 protones, 8 electrones y 9 neutrones.

b) Si se añadiese un neutrón se convertiría en otro isótopo del oxígeno: 188O.

c) Si se eliminase un electrón se convertiría en un catión del mismo elemento: 178O

+.

d) Si se añadiese un protón se convertiría en un isótopo del siguiente elemento de la tabla: el 179F.

Enuncia los principios de exclusión de Pauli, el de máxima multiplicidad de Hund y el de construcción progresivaque regulan las configuraciones electrónicas de los elementos químicos. Aplícalos a los casos del oxígeno (Z = 8)y del ion óxido.

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Química

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• El principio de Pauli, referido a los electrones de un átomo, puede enunciarse de la siguiente mane-ra: «En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.»

• La regla de máxima multiplicidad de Hund indica la disposición preferible de los electrones encada subnivel: «Mientras sea posible, los electrones se colocan solitarios en los orbitales de cadasubnivel, evitando formar parejas en el mismo orbital.»

• Los electrones de un átomo se colocan siempre ocupando los orbitales de menor energía. Suaplicación dará como resultado aquella disposición de electrones con la que el átomo tiene lamenor energía posible, estado que se conoce como estado fundamental.

Si se aplican estos principios al átomo de O y a su ion O2–, sus configuraciones electrónicas serán:

8O: 1s2 2s2 2px2 2py

1 2pz1

8O2–:1s2 2s2 2px

2 2py2 2pz

2

Un átomo neutro tiene 13 electrones.

a) Escribe su configuración electrónica, indicando de qué elemento se trata.b) ¿A qué grupo y a qué periodo pertenece?c) ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos para los electrones de su última capa?

a)13Z: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. Se trata del aluminio, Al.

b) Pertenece al tercer periodo y al grupo de los boroideos (grupo 13 o III A).

c) Los electrones de su última capa son: 3s2 3p1. Sus números cuánticos son:

3s2: n = 3 � = 0 m = 0 s = +1/2

n = 3 � = 0 m = 0 s = –1/2

3p1: n = 3 � = 1 m = –1 s = +1/2

(En este caso también podría ser m = 0, m = +1 y s = –1/2.)

Dados tres elementos del sistema periódico A, B y C, de números atómicos 8, 16 y 19, respectivamente:

a) Escribe su configuración electrónica. b) Indica el elemento cuyo primer potencial de ioniza ción es mayor. c) Indica el tipo de enlace y dos propiedades caracte rísticas de los compuestos formados por los elementos A y B.

a) • 8A: 1s2 2s2 2p4

• 16B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

• 19C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

b) El elemento con mayor energía de ionización es A, ya que sus electrones son de un nivel másinterno que los de B a pesar de estar situados en orbitales del mismo tipo (se trata de los dos pri-meros elementos del grupo de los anfígenos, es decir, O y S). C tendrá una energía de ionizaciónmuy baja por ser un metal alcalino (es K) que adquiere configuración de gas noble con la pérdi-da de un electrón.

c) A y B son, como se ha dicho, elementos no metálicos del grupo de los anfígenos. Entre ellos esta-blecerán un enlace covalente polarizado hacia el O. Formarán moléculas discretas. Sus compues-tos serán gaseosos a temperatura ambiente (SO2 y SO3). Tendrán carácter ácido.

a) Escribe las configuraciones electrónicas del Mg (Z = 12) y del Al (Z = 13). b) Basándote en ellas, justifica si es de esperar la exis tencia de los iones Mg3+ o Al3+ en algún compuesto sencillo.

a) • 12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2

• 13Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

b) • Según las configuraciones anteriores, para Mg no se puede esperar la formación de Mg3+ perosí la formación de Mg2+, con lo que el magnesio adquiriría un octeto completo en su último

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��2p

��2s

��2p

��2s

��



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nivel; 12Mg2+: 1s2 2s2 2p6. En cambio, la formación de Mg3+ exigiría arrancar otro electrón a estasegunda capa completa y resulta claramente desfavorable.

• Para el aluminio sí resulta favorable la formación del catión trivalente, Al3+, ya que así se con-sigue que la capa externa esté completa, 13Al3+: 1s2 2s2 2p6.

La configuración electrónica de un átomo X es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1. ¿Cuáles de las afirmaciones siguien tes soncorrectas?:a) X se encuentra en su estado fundamental. b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos. c) X pertenece al periodo V del sistema periódico. d) Si el electrón pasara del orbital 5s al 6s, se emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el es pectro

de emisión.

a) Incorrecta. Para encontrarse en su estado fundamental, el último electrón debería hallarse en elorbital 4s, que es el que sigue en energía a los 3p, y no en el orbital 5s.

b) Correcta. En el estado fundamental, su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, quecorresponde a un elemento del primer grupo de la tabla periódica (metales alcalinos) cuya con-figuración es ns1

c) Incorrecta. En su estado fundamental, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, el último electrón está situado enel nivel 4. Por tanto, se trata de un elemento del cuarto periodo.

d) Incorrecta. El paso del electrón del orbital 5s al 6s no comporta emisión de energía, sino absorción.

Para los elementos químicos A y B de números atómicos 20 y 35, respectivamente, indica, razonadamente: a) Su configuración electrónica.b) Su carácter metálico o no metálico.c) Los iones más estables.d) La fórmula del compuesto formado por A y B.e) Las propiedades de dicho compuesto.

a) • 20A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

• 35B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) • 20A es un elemento metálico, alcalinotérreo, del cuarto periodo. Se trata de Ca.

• 35B es un elemento halógeno, también del IV periodo. No es un metal. Se trata de Br.

c) Los iones más estables para uno y otro serán:

• 20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• 35Br–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

d) Reaccionarán formando CaBr2.

e) Dadas las electronegatividades tan distintas, será un compuesto de carácter iónico y, por tanto,soluble en disolventes polares, duro, quebradizo, de elevado punto de fusión, conductor de laelectricidad en estado de fusión y de disolución, etcétera.

El elemento de número atómico 20 se combina fá cilmente con el elemento de número atómico 17. a) Indica el nombre, la configuración electrónica de los dos elementos en su estado fundamental y el gru po de la

tabla periódica al que pertenece cada uno de ellos. b) Explica el tipo de enlace y propiedades del com puesto que forman.

a) • 20A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Pertenece al grupo 2, o de los metales alcalinotérreos, cuya confi-guración electrónica característica es ns2.

• 17B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Pertenece al grupo 17, o de los halógenos, cuya configuración electró-nica caracte rística es ns2 np5.

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b) El elemento A (Ca) tiene tendencia a perder dos electrones y adquirir una configuración electró-nica de gas noble. En cambio, B (Cl) tendrá tendencia a capturar el único electrón que le faltapara adquirir una configura ción electrónica completa. Así, resulta que adquieren la misma con-figuración, uno por pérdida y otro por ganancia de electrones. Los iones que formarán uno yotro serán:

• 20A2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• 17B–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Así, ambos elementos pueden unirse mediante enlace iónico, formando la especie química AB2

(que realmen te se trata del CaCl2). Al tratarse de un compuesto iónico, tendrá las propiedadescaracterísticas de este tipo de compuestos: solubilidad en agua, dureza y fragilidad, elevadopunto de fusión, conductividad eléctrica en disolución o fundido, etcétera.

a) Define energía de ionización y escribe la ecua ción que representa el proceso de ionización. b) Explica razonadamente por qué, para un mismo ele mento, las sucesivas energías de ionización aumen tan.

a) Energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estadogaseoso (sepa rado de cualquier otro átomo) y cuya configuración electrónica está en su estadofundamental:

A (g) A+ (g) + 1 e– EI

b) Si un átomo posee más de un electrón, se pueden producir la segunda, tercera, etc., ionizacio-nes al arrancar el segundo, tercer... electrón:

A+ (g) A2+ (g) + 1 e– EI2

A2+ (g) A3+ (g) + 1 e– EI3

Las sucesivas energías de ionización son cada vez mayores porque los electrones se arrancansucesivamente de niveles o subniveles de menor energía, es decir, más estables. Influyen espe-cialmente dos hechos: los electrones pertenecen a orbitales que son cada vez más internos y,además, se ven privados de la acción apantallante de los otros electrones.

Define energía de ionización. Explica cómo de pende de la carga nuclear y del tamaño de los átomos.

Energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estadogaseoso (separado de cualquier otro átomo) y cuya configuración electrónica está en su estadofundamental:

A (g) A+ (g) + 1 e– EI

La energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo debe ser, cuando menos, igual a laenergía potencial eléctrica de este electrón situado a una distancia r del núcleo. Dicha energíavale:

Donde Z es el número atómico y qe la carga de un electrón.

La simple observación de la fórmula anterior indica que la energía potencial de un electrón se hacetanto más negativa (y, por tanto, su situación se hace más estable) cuanto más cerca está el elec-trón del núcleo (r menor) y cuanto mayor sea la carga del núcleo, es decir, cuanto mayor sea Z. Porello, la energía de ionización crece a medida que aumenta la carga nuclear, Z qe, y disminuye amedida que aumenta el radio atómico, r.

Dados los elementos A, B y C de números atómi cos 19, 17 y 12, respectivamente, indica razonando las respuestas: a) La estructura electrónica de sus respectivos estados fundamentales. b) El tipo de enlace formado cuando se unen A y B y el que se forma cuando se unen entre sí átomos de C.

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EZ q q

rp = – e e1

4 0π ε

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a) • 19A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

• 17B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

• 12C: 1s2 2s2 2p6 3s2

b) A es un metal alcalino del cuarto periodo (K) mientras que B es un halógeno del tercer periodo(Cl). Son dos elementos de electronegatividades muy distintas. Cuando se unan, formarán uncompuesto mediante un enla ce iónico en el que A se presentará como un ion positivo por pérdi-da de un electrón y B como un ion negativo por ganancia de otro electrón. Ambos iones posee -rán estructura de gas noble. La fórmula del compuesto será AB (KCl).

La configuración electrónica de C es la de un metal alcalinotérreo del tercer periodo (Mg). Lasuniones de átomos de C entre sí serán enlaces metálicos. Formarán una red metálica con estruc-tura hexagonal compacta.

La afinidad electrónica y la electronegatividad miden la tendencia de un átomo a atraer electrones. a) Explica claramente en qué se diferencian. b) Escribe la configuración electrónica de los átomos del elemento de número atómico 17. Compara su afinidad

electrónica y electronegatividad con el ele mento de número atómico 35. ¿Qué iones tienen tendencia a formarcada uno de ellos?

a) La afinidad electrónica es la energía involucrada cuando un átomo en estado gaseoso capturaun electrón:

A (g) + 1 e– A– (g) AE

Como tal, la afinidad electrónica se mide en unidades de energía (julios, electrón-voltios, etc.)referidas a un átomo o a un mol, mientras que la electronegatividad es un valor hallado a par-tir de la afinidad electrónica y a partir de la energía de ionización, que suele ser adimensional.

b) Las configuraciones de los elementos pedidos son:

• 17B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (Cl)

• 35D: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 (Br)

Ambos tienen tendencia a ganar un electrón y completar su capa de valencia, formando un ionnegativo:

• 17B–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• 35D–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

En una misma columna del sistema periódico se encuentran los siguientes elementos, ordenados por or den cre-ciente de número atómico: sodio, potasio y ru bidio. El número atómico del sodio es 11. a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de los tres elementos. b) Indica cuál de ellos tiene mayor radio atómico y por qué. c) Define energía de ionización y explica cuál de los tres tiene la mayor. d) Explica cuál tiene mayor carácter metálico.

a) La configuración electrónica del sodio es: 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1.

Aunque no se explicita en el enunciado (pues solo se indica que tienen número atómico mayor),potasio y rubidio son los elementos alcalinos inmediatamente siguientes al sodio. Con este dato,sus configuraciones electrónicas serán análogas a la del sodio, pero correspondientes a elementosdel periodo cuarto y quinto. Es decir:

• 19K: 1s22s22p63s23p64s1

• 37Rb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3p10 4p6 5s1

b) El rubidio es el de mayor radio atómico, ya que sus últimos electrones están situados en el quin-to nivel y, por tanto, están mucho más alejados del núcleo que los de los niveles 3 o 4, a pesarde que su núcleo es el de mayor carga eléctrica de los tres. Hay que recordar que, según el mode-lo de Bohr, la distancia al núcleo aumenta según el cuadrado del número cuántico n.

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Química

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c) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en esta-do gaseoso (separado de cualquier otro átomo) y cuya configuración electrónica está en su esta-do fundamental:

A (g) A+ (g) + 1 e– EI

La energía de ionización (igual que la energía potencial eléctrica de este electrón a una distan-cia r del núcleo) depende de dos factores: crece a medida que aumenta la carga nuclear, Z qe, ydisminuye a medida que aumenta el radio atómico, r:

Ahora bien, el factor radio aumenta en función del cuadrado del número cuántico principal(según el modelo de Bohr: r = n2 k). De modo que el valor del radio importa más que el aumen-to de la carga nuclear y, así, el sodio, Na, es el que tiene mayor energía de ionización.

d) El de mayor carácter metálico es el rubidio, que tendrá la menor energía de ionización y lamenor energía de afinidad electrónica, por las razones expuestas en el apartado b.

Dados los elementos de números atómicos 16, 17, 19 y 34: a) Escribe su configuración electrónica e indica el tipo de ion que tienen tendencia a formar. b) Explica cuál de ellos tiene mayor energía de ioniza ción.c) ¿Cuál tiene mayor carácter metálico? ¿Por qué?d) ¿Qué tipo de enlace se puede dar entre ellos?

a) • 16A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Tenderá a ganar dos electrones y completar su capa de valencia:

16A2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• 17B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Tenderá a ganar un electrón formando:

17B–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• 19C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Tenderá a completar su capa de valencia perdiendo un electrón:

19C+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• 34D: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4. Tenderá a ganar dos electrones formando:

34D2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

b) 17B tiene mayor energía de ionización que 16A por estar situado más a la derecha en la tabla perió-dica (su núcleo posee un protón más). También posee mayor energía de ionización que los dos ele-mentos del siguien te periodo, el 19C, que es un metal alcalino, y el 34D que es un anfígeno.

c) El de mayor carácter metálico es el elemento C, que es un elemento alcalino del cuarto periodo(K) pues tiene sus electrones de valencia en niveles altos y en orbitales de tipo s.

d) A, B y D son compuestos no metálicos. Entre ellos pueden formarse enlaces covalentes. Entreellos y D, que es un elemento metálico, pueden producirse enlaces iónicos.

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EZ q q

rp = – e e1

4 0π ε



[química 2º bachillerato] ejercicios + soluciones: sistema periódico de los elementos

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