soluciones ejercicios propiedades periódicas y enlace

SOLUCIONES EJERCICIOS PROPIEDADES PERIÓDICAS Y ENLACE
1º. Primero vamos a obtener las configuraciones electrónicas de ambos elementos.
Z=7
1s2 2s2 2p3
Z = 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Hacemos el diagrama de cajas de ambos elementos:
Z= 7
Z = 15


1s
2s


1s
2s



2p




2p

3s

3p
El elemento con Z = 7 tiene tres electrones desapareados, y no tiene posibilidad de
promocionar ningún electrón a un orbital vacío ya que no hay más orbitales en el nivel
2.
El elemento con Z = 15 tiene tres electrones desapareados en el orbital 3p, por lo que
tiene valencia 3, y además tiene la posibilidad de promocionar un electrón 3s al orbital
3d vacío, ya que están en el mismo nivel y la diferencia de energía no es muy grande, y
se vería compensada con la posibilidad de formar dos enlaces más, por lo que tiene
valencia 5.

3s


3p


3d
2º. El nitrógeno está en el 2º periodo y el Bi en el 6º periodo. Cuanto más abajo esté en
el grupo, mayor será el carácter metálico del elemento. El nitrógeno se comporta como
un no metal, con lo que forma un enlace covalente, y a temperatura ambiente, al ser las
fuerzas intermoleculares muy pequeñas, va a ser un gas, mientras que el bismuto se une
mediante enlace metálico, siendo a temperatura ambiente un sólido.
3º. F : 1s2 2s2 2p5
Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Tienen tendencia a ganar un electrón para llegar a la configuración electrónica del gas
noble más cercano, por lo que tienen alta electroafinidad, electronegatividad y no tienen
tendencia a perder electrones, por lo que tienen altos potenciales de ionizaciòn. El F2 y
el Cl2 son gases covalentes, forman compuestos iónicos con elementos de baja
electronegatividad y con elementos de alta electronegatividad forman enlaces
covalentes y debido a su alta electronegatividad, generalmente son polares, siendo ésta
mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos. Su
valencia será -1.
4º. Tiene 11 protones y 12 neutrones en su núcleo. Su configuración electrónica será:
1s2 2s2 2p6 3s1. Tiene un potencial de ionización bajo, ya que tiene una gran tendencia a
perder el electrón 3s y llegar a la configuración del gas noble más cercano, el neón. En
la naturaleza se encuentra como catión. Forma compuestos metálicos blandos, de baja
densidad y bajos puntos de fusión y ebullición, debido a que cada átomo de sodio sólo
aporta 1 electrón al enlace metálico.

5º. El ión fluoruro tiene 10 electrones y 9 protones, por lo que la atracción sobre los
electrones periféricos será menor que para el ión sodio que tiene 10 electrones y 11
protones. Por lo tanto, los electrones periféricos del fluoruro están más alejados del
núcleo que los del sodio, por lo que el radio del fluoruro será mayor que el del ión
sodio.
6º. Para los átomos neutros el radio crece al avanzar en el periodo, ya que los electrones
de valencia se colocan en el mismo nivel y al aumentar la carga nuclear al avanzar en el
periodo, estos electrones estarán más atraídos por el núcleo y por lo tanto están más
cerca de éste. Aumenta el radio al bajar en un grupo, ya que los electrones periféricos se
encuentran en un nivel más elevado y por lo tanto más alejados del núcleo.
Para los cationes: Se pierde algún electrón, por lo que hay mayor número de protones
que de electrones. Al ser éstos menos, la carga nuclear efectiva sobre cada uno de ellos
es mayor, por lo que estarán más cerca del núcleo.
Para los cationes: Se gana algún electrón, por lo que hay mayor número de electrones
que de protones, entonces la carga nuclear efectiva sobre los electrones es menor, por lo
que habrá menor atracción del núcleo y estarán más lejos de éste.
Orden:
Be+2 < He < Ne < Na+ < Be < S < Xe < Ba+2 < Na < S-2 < Ba
7º. Razón: ejercicio anterior.
Na+ > Mg +2; Se-2> Cl- ; Cu+2 > Zn+2 ; S-2 > S+2; S-2 > F-; Li+ > Be+2; Au+> Au+3
8º. A) Todos los elementos están en el mismo periodo.
I al desplazarnos en el periodo aumenta la energía de ionización. B < N < F < Ne
II. Al desplazarnos en el periodo aumenta la electronegatividad, salvo los gases nobles,
que al ser inertes químicamente no tienen valores asignados de electronegatividad.
B < N < F.
III. B al grupo 13, térreos; N al grupo 15 nitrogenoideos; F al grupo 17, halógenos; Ne
al grupo 18 gases nobles.
b) Salvo el Hg, todos son gases nobles.
I. Al bajar en el grupo disminuye la energía de ionización:
Ba < Sr < Ca < Mg < Hg.
II. Ba < Sr < Ca < Mg < Hg.
III. Mg, Ca, Sr y Ba al grupo 2, alcalino-térreos; Hg al grupo 12.
9º. Su configuración electrónica es ns1, por lo que para llegar a la configuración del gas
noble más cercano deben perder un electrón. Su potencial de ionización es pequeño, por
lo que en la naturaleza se encuentran siempre como cationes.
10º. A) Están en el mismo periodo al ser consecutivos. Al avanzar en el periodo crece el
potencial de ionización, por lo que el alcalino tendrá el valor más bajo (F) y el halógeno
el valor más alto (E).
b) La configuración electrónica del Be es 1s22s2. Las 2 primeras energía de ionización
son para la extracción de los electrones situados en los orbitales 2s. Se ve que la
segunda es mayor que la primera, debido a que la carga nuclear efectiva sobre los
electrones aumenta al quitar un electrón. La tercera energía de ionización será para
arrancar un electrón más interno, situado en el orbital 1s, por lo que está más cerca del
núcleo y por lo tanto está más atraído por éste. Si a ello le sumamos que la carga nuclear
efectiva es mayor, podemos comprobar que la tercera energía de ionización es mucho
mayor que la segunda. En la cuarta energía de ionización hay un aumento con respecto a
la tercera, debido al aumento de la carga nuclear efectiva sobre el único electrón que
queda.
11º. A) El radio atómico de un elemento es mayor y su energía de ionización es menor
que el elemento que se encuentra en la casilla de la derecha.
b) El radio atómico es menor y la energía de ionización menor que el elemento que está
abajo.
12º. A) A y D son elementos de distinta electronegatividad, por lo que forman un enlace
iónico. A pierde su electrón de valencia que gana D para tener 8. AD. B pierde 3
electrones de valencia que gana D. BD3.
b) C y D. Tienen similares electronegatividades, por lo que forman un enlace covalente(
Cuánto mayor sea el número de electrones de valencia más a la derecha está el
elemento).
c) Cuanto más a la derecha mayor será la energía de ionización. D tendrá la mayor y A
la menor.
13º. Hallamos la configuración electrónica de los elementos:
Z = 3 : 1s22s1
Z = 9 : 1s2 2s2 2p5
Z = 10: 1s2 2s2 2p6
Z = 40: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s24p65s24d2
a) A metal de transición A será el elemento de Z = 40.
b) B gas noble. B será el elemento de Z = 10.
d) C2 es un compuesto covalente, entonces C es un no metal. C será elemento de Z = 9
c) DC es un compuesto iónico y C es un no metal, por lo que D es un metal. D será el
elemento de Z = 3.
14º. Debemos hacer en primer lugar la configuración electrónica de los elementos.
Z = 11: 1s2 2s2 2p6 3s1 Alcalino y metal.
Z = 14: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Grupo 14, carbonoideo y no metal.
Z = 35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s24p5. Grupo 17. halógeno y no metal.
Z = 38: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s24p65s2. Grupo 2 alcalino-térreo y metal.
Z = 42: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s24p65s24d4. Grupo 6, metal de transición.
c) La electronegatividad crece al avanzar en el periodo y al subir en el grupo.
Na ( Z = 11 ) < Sr (Z = 38 ) < Mo ( Z = 42 ) < Si ( Z = 14 ) < Br ( Z = 35 ).
d) Aumenta el tamaño al bajar en el grupo y disminuye al avanzar en el periodo.
Si ( Z = 14 ) < Na ( Z = 11 ) < Br ( Z = 35 ) < Mo ( Z = 42 ) < Sr (Z = 38 )
15º. La energía reticular depende del producto de la carga de los iones y es
inversamente proporcional a la distancia entre ellos ( Suma de los radios ). Para saber
cual tiene una mayor energía reticular debo conocer los iones que los forman:
CaO : Ca+2 y O-2 z+·z- = -4
KF: K+ y F-, z+·z- = -1
CaS: Ca+2 y S-2; z+·z- = -4
KI; K+ e I-; z+·z- = -1.
Tendrán mayor energía reticular CaO y CaS, ya que el producto de las cargas de sus
iones es -4. De ellos, tendrá mayor energía reticular el CaO, ya que el S-2 es más grande
que el O-2. Por la misma razón KF tendrá mayor energía reticular que KI.
CaO > CaS > KF > KI.
16º. A) Falso. Uno debe tener baja energía de ionización y el otro alta.
b) Verdadero.
c) Falso. Deben ser distintas.
d) Falso. Depende de la diferencia entre los valores de electronegatividad, que debe ser
grande.
e) Verdadero.
f) Verdadero.
17º. Enlaces de hidrógeno, cuando el H está unido al F, O y N. Algunos textos
consideran también al Cl.
HF, H2O, CH3-CH2-OH, CH3-NH2; H2O2; NH3; CH3COOH.
18º. A) No existe aumento en la fuerza del enlace de hidrógeno.
b) No tiene nada que ver con las fuerzas intermoleculares.
c) Verdadero. Las fuerzas de Van der Waals aumentan ya que aumenta el peso
molecular, por lo que se suma al enlace de hidrógeno y aumenta el valor total de las
fuerzas intermoleculares, con lo que aumenta los puntos de ebullición de las moléculas.
19º. En las 3 primeras los pesos moleculares son similares, por lo que los puntos de
ebullición también deberían serlo. El que el H2O tenga un punto de ebullición tan alto
significa que hay puentes de hidrógeno, al igual que en el NH3, que tiene un punto de
ebullición 128 ºC mayor que el metano. La fuerza de los enlaces de hidrógeno es mucho
mayor en el agua que en el amoníaco, como se observa en la diferencia en sus puntos de
ebullición.
La siguiente tríada presenta pesos moleculares similares ( 30, 31 y 32 ). Por lo que
debían tener puntos de ebullición similares. El metanol ( CH3OH ) tiene un punto de
ebullición mucho mayor por la presencia de puentes de hidrógeno. La metilamina (
CH3NH2 ) también tiene puentes de hidrógeno, aunque de menor intensidad.
En la última tríada, se observa que el único que presenta puentes de hidrógeno es la
dimetilamina (CH3-NH-CH3 ).
20º. El punto de fusión depende de la energía necesaria para romper los enlaces que
unen las partículas que están en las aristas de las redes tridimensionales en las que se
colocan en estado sólido.
Cuando un sólido atómico se funde, se deben romper enlaces covalentes, los cuales son
los más energéticos, por lo que son los que tienen mayor punto de fusión.
Cuando es un sólido iónico, se debe dar una energía superior a la energía reticular, la
cual es directamente proporcional al producto de las cargas de los iones, e inversamente
proporcional a la distancia entre los iones ( suma de los radios de ambos ), dependiendo
también del tipo de red ( constante de Madelung ) y de la configuración electrónica de
los iones ( exponente de Born ).
Cuando es un sólido metálico se deben romper enlaces metálicos, los cuales son
mayores cuanto mayor número de electrones de valencia tiene el metal.
Por último, si son sólido moleculares, las moléculas se unen en la red tridimensional
mediante fuerzas intermoleculares. Cuando hay enlaces de hidrógeno, estas fuerzas son
mayores. A continuación están las fuerzas dipolo-dipolo, que se presentan cuando las
moléculas son polares. Esto ocurre cuando los enlaces son polares ( hay una diferencia
de electronegatividad entre los átomos que se enlazan y el átomo central tiene pares
libres) y estas son mayores que cuando son apolares. Las fuerzas intermoleculares
crecen al crecer el peso molecular.
ClBr < CCl4 < AlCl3 < CaCl2 < NaCl < Si