ESTRUCTURA ATÓMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA
1.- Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones o elementos: 8O-2 , 9F- y
indique el período y grupo de los “elementos” correspondientes.
10Ne
, e
Utilizando el siguiente esquema vamos a configurar los electrones de los átomos e iones del ejercicio:
8O
= 1s2 2s2 2p4
Período: 2
Grupo: 6A o 16
9F
= 1s2 2s2 2p5
Período: 2
Grupo: 7A o 17
10Ne
= 1s2 2s2 2p6
Período: 2
Grupo: 8A o 18
En este caso los iones son aniones, lo cual significa que ganaron electrones en el caso del oxígeno gano 2
electrones por lo que se deben configurar 10, en el caso del fluor gano 1 y configuro 10 electrones
= 1s2 2s2 2p6
2
2
6
9F = 1s 2s 2p
8O
-2
-
El O-2, el F- y el Ne tienen la misma configuración electrónica, 1s2 2s2 2p6, por lo que son isoelectrónicos.
2.- En función de la configuración electrónica del átomo de oxígeno:
a) Escribir las configuraciones electrónicas de las siguientes especies:
OO-2
O+
O+2
b) ¿Cuáles de esas especies tienen menor radio?
a)
8O
= 1s2 2s2 2p4
O- = 1s2 2s2 2p5
O-2 = 1s2 2s2 2p6
O+ = 1s2 2s2 2p3
O+2 = 1s2 2s2 2p2
b) La especie de menor radio es el O+2.
Todas las especies del problema son iones del elemento oxígeno, por lo tanto todas tienen 8 protones en el
núcleo y por esto, en todas, la atracción que ejerce la carga nuclear sobre los electrones de la configuración
electrónica es la misma. Por lo tanto, aquella especie que tenga menos electrones en su configuración va a
ser la que tenga menor radio.
3.- a) Dar la configuración electrónica para el elemento Z = 20
b) ¿Cuál es su ubicación en la tabla periódica?
c) ¿Cuántos electrones desapareados posee?
d) ¿Cuáles son los números cuánticos del último electrón?
a) Para el elemento con número atómico, Z = 20, la configuración electrónica es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
b)
Período: 4
Grupo: 2A o 2
Guía de Parciales Resueltos
16
c) Para saber cuántos electrones desapareados posee, debemos construir el diagrama de cajas.
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
No tiene ningún electrón desapareado.
d)
-1/2
4s2
+1/2
n = 4 (número cuántico principal)
ml = 0
l = 0 (número cuántico secundario)
ms = -1/2
4.- Indicar en cuántos electrones del Fe (Z=26) se cumple que:
a) n = 4
l=1
ml = 0
b) n = 3
l=2
c) n = 3
l=2
ml = -1
d) ¿Cuántos electrones desapareados posee?
Primero realizamos la configuración electrónica para el hierro (Fe)
2
2
6
2
6
2
6
26Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
a) Los números cuánticos de este inciso nos indican que en nivel de energía 4, en un orbital p (l = 1), en
orbital p (ml = 0) debemos fijarnos si hay electrones:
n=4
l=1
Nivel de energía 4.
Orbitales p.
p x py pz
ml = 0
4p
ml
-1
0
1
Al observar la configuración del hierro detectamos que no hay electrones en orbitales 4p.
b) Para los siguientes números cuánticos
n=3
Nivel de energía 3.
l=2
Orbitales d.
Hay 6 electrones en orbitales 3 d
c)
n=3
l=2
Nivel de energía 3
Orbitales d.
ml = -1
ml
-2
-1
0
1
2
Hay un solo electrón con esos tres números cuánticos con ms = 1/2
d) El Fe posee 4 electrones desapareados, ubicados en los orbitales 3d
5.- Dar la configuración electrónica de los siguientes elementos: Z = 3, 11, 19 y 37.
a) Encuentra alguna analogía entre ellos.
b) Escribir el valor de los cuatro números cuánticos para el electrón número 15 del elemento con Z =
19.
Z=3
Z = 11
Z = 19
Z = 37
1s2 2s1
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
a) Observando la configuración electrónica de los elementos dados, podemos observar que el último
electrón se localiza en un orbital s. Generalizando el último electrón se ubica en un orbital ns1, por lo que
estos elementos pertenecen al mismo grupo, el grupo 1A o 1, denominado metales alcalinos.
Guía de Parciales Resueltos
17
b)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
12 e-
Z = 19
18 eEl electrón 15 se encuentra en el orbital 3p, el cual posee 6 electrones, para poder escribir los cuatro
números cuánticos del electrón número 15 debemos recordar la Regla de Hund, la cual establece que la
distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos.
13 16
3p6
+1/2
ml
-1
14 17
0
15 18 -1/2
1
n=3
l=1
ml = 1
ms = +1/2
6.- Dados los siguientes elementos: 19K , 9F , 33As y 35Br , ordenarlos:
a) En orden creciente de electronegatividad. Justificar la respuesta
b) En orden creciente de su radio atómico. Justificar la respuesta
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
2
2
5
9F = 1s 2s 2p
2
2
6
2
6
2
10
4p3
33As = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
2
10
4p5
35Br = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
19K
Período:
Período:
Período:
Período:
4
2
4
4
Grupo: 1A o 1
Grupo: 7A o 17
Grupo: 5A o 15
Grupo: 7A o 17
a) La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones
de un enlace químico.
La electronegatividad es un concepto relativo, en el sentido que la misma solo se puede medir respecto de
otros elementos. Por lo general la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un
período y de abajo hacia arriba en un grupo.
Electronegatividad
AUMENTA
Por lo tanto, el F tiene mayor electronegatividad, seguido del Br, el As y el K.
K < As < Br < F
b) Se define el tamaño de un átomo en términos de su radio atómico, que es la mitad de la distancia
entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes.
Se debe recordar que los radios atómicos se determinan, en gran medida, por la fuerza de atracción entre
los electrones del nivel externo y el núcleo. A mayor carga nuclear efectiva, los electrones son atraídos con
más fuerza por el núcleo mientras que su radio es menor. Es así que la variación del radio atómico a lo
largo de un grupo y de un período es como indica la figura, el sentido de la flecha nos indica la dirección en
el que el radio aumenta.
Radio Atómico
AUMENTA
Por lo tanto, el F es el de menor radio atómico, seguido del Br, el As y el K.
F < Br < As < K
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18
7.- El elemento T tiene configuración electrónica externa (CEE) 5s2 5p3 y el ion R-3 posee 18
electrones.
a) Escribir la CEE de R
b) ¿Quién posee mayor Energía de ionización? Justificar
Configuración electrónica externa de T = 5s2 5p3 Período = 5
Grupo 5
El anión R-3 contiene 18 electrones, esto quiere decir que el átomo neutro R contiene 15 electrones.
15R
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Período = 3
Grupo = 5
Ambos elementos se ubican en el mismo grupo 5
La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para quitar un electrón de un átomo en
estado gaseoso, en su estado fundamental (neutro). La misma varía en la tabla periódica de la siguiente
manera
Energía de ionización
AUMENTA
Los elementos en un mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas semejantes, en nuestro
caso ns2 np3. Sin embargo, a medida que aumenta el número cuántico principal, n, de igual manera
aumenta la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo. Una mayor separación
entre el electrón y el núcleo significa que hay menor atracción, por lo que resulta más fácil quitar un electrón
al ir de un elemento a otro hacia abajo del grupo. Dicho de otra manera, en un mismo grupo, la energía de
ionización disminuye al aumentar n debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Es así
que, el elemento R posee mayor energía de ionización que el elemento T.
8.- Indique cuál de las siguientes series de números cuánticos son posibles para describir el estado
de un electrón en un átomo y en qué tipo de orbital estarán situados aquéllos que son posibles.
a) (0, 0, 0, +1/2)
b) (1, 1, 0, +1/2)
c) (1, 0, 0, -1/2)
e) (2, 1, -2, +1/2)
f) (2, 1, -1, +1/2)
a) (0, 0, 0, +1/2)
Esto nos indica que:
n=0
l=0
ml = 0
ms = +1/2
Estos números cuánticos no son posibles, ya que el número cuántico principal, n, toma valores enteros
mayores que 1.
b) (1, 1, 0, +1/2)
Esto nos indica que:
n=1
l=1
ml = 0
ms = +1/2
Para valores de n = 1, l solo puede tomar valores de l = 0, ya que los valores de l dependen del número
cuántico principal, n. Para un cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros desde 0 hasta (n-1).
Para n = 1, sólo existe un posible valor de l; es decir, l = n-1 = 1-1 = 0.
Por lo que estos números cuánticos no son posibles, porque para n = 1, sólo existe un único valor posible
para l, y es l = 0
c) (1, 0, 0, -1/2)
Esto nos indica que:
Guía de Parciales Resueltos
19
n=1
l=0
ml = 0
ms = -1/2
Para valores de n = 1, l solo puede tomar valores de l = 0, ya que los valores de l dependen del número
cuántico principal, n. Para un cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros desde 0 hasta (n-1).
Para n = 1, sólo existe un posible valor de l; es decir, l = n-1 = 1-1 = 0.
El valor del número cuántico magnético, ml, depende del valor de l. Para cierto valor de l, existen (2l + 1)
valores enteros de ml, es así que para l = 0, el valor de ml es 0 (ml = 0).
El ms nos indica el giro del electrón en este caso en sentido el número cuántico de spin, que puede tomar
dos valores, 1/2 y -1/2.
Estos números cuánticos (1, 0, 0, -1/2) es posible.
e) (2, 1, -2, +1/2)
Esto nos indica que:
n=2
l=1
ml = -2
ms = +1/2
Para n = 2, existen l = 0 y l = 1
Para l = 1 le corresponden ml = (2×l + 1) = (2×1 + 1) = 3, o tres valores de ml, es decir -1, 0, 1.
Estos números no son posibles ya que para l = 1, le corresponde valores de ml de –l…0…+l, es decir -1, 0,
1.
f) (2, 1, -1, +1/2)
Esto nos indica que:
n=2
l=1
ml = -1
ms = +1/2
Para n = 2, existen l = 0 y l = 1
Para l = 1 le corresponden ml = (2×l + 1) = (2×1 + 1) = 3, o tres valores de ml, es decir -1, 0, 1.
Estos números no son posibles ya que para l = 1, le corresponde valores de ml de – l…0…+l, es decir -1, 0,
1.
El ms nos indica el giro del electrón en este caso en sentido el número cuántico de spin, que puede tomar
dos valores, 1/2 y -1/2.
Estos números cuánticos (2, 1, -1, -1/2) son posibles.
9.- Indique cual de las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros presenta
menor energía de ionización.
A = 1s22s22p3; B = 1s22s22p4; C = 1s22s22p5; D = 1s22s22p6
Analizando la configuración electrónica, determinamos período y grupo indicando la ubicación en la tabla
periódica.
A = 1s22s22p3
corresponde Z= 7 Período 2 grupo 5
B = 1s22s22p4
corresponde Z= 8
Período 2 grupo 6
C = 1s22s22p5
corresponde Z = 9 Período 2 grupo 7
D = 1s22s22p6
corresponde Z = 10 Período 2 grupo 8
Ahora podemos analizar el concepto de: “energía de ionización” …
La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para quitar un electrón de un átomo en
estado gaseoso, en su estado fundamental (neutro).
La Energía de ionización dependerá de tres factores: la distancia del electrón al núcleo, la carga nuclear y el
efecto pantalla.
Según esto la misma varía en la tabla periódica de la siguiente manera
Energía de ionización
aumenta
Guía de Parciales Resueltos
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Los elementos dados en el ejercicio se encuentran en el mismo período y la Energía de Ionización aumenta
de izquierda a derecha. Este comportamiento se explica debido a que conforme avanzamos de izquierda a
derecha, el electrón externo del átomo se encuentra menos alejado del núcleo y por tanto la fuerza con la
cual es atraído se incrementa. En este sentido al permanecer n constante se incrementa la carga nuclear
efectiva con lo que disminuye el radio atómico y se incrementa la energía de ionización.
Los elementos se encuentran ordenados en la tabla periódica de la siguiente manera: A B C D. Por lo que,
el elemento A ( A = 1s22s22p3
corresponde Z= 7) posee MENOR energía de ionización que el elemento
D.
10.- Un elemento M forma un ion mononegativo (M-1). Este ión es isolelectrónico con el 13Z+3. Escribir
la configuración electrónica de Z.
Debemos tener en cuenta el concepto de “átomo isoeléctronico”
Un átomo puede perder o ganar electrones cuando se une a otros átomos al producirse una unión química.
Lo importante es que en una unión química intervienen los electrones más externos (electrones de la capa
de valencia) y se pueden ganar perder o compartir dichos electrones, permaneciendo el núcleo de los
átomos inalterado.
Esto es importante que tengas en cuentas ya que un ión positivo se forma al perder electrones; es decir que
un catión tendrá menos electrones que el correspondiente átomo neutro, y un anión tendrá más electrones
que el correspondiente átomo neutro.
En este caso el problema indica que un elemento M forma un ion mononegativo (M-1) y que este ión es
isolelectrónico con el 13Z+3. (presentan igual “iso” configuración electrónica).
Esto significa que el ión 13Z+3, posee número atómico z=13, consecuentemente presenta 13 electrones en el
átomo neutro, pero como se trata de un catión (como se indica en el subíndice +3) indica que ha perdido 3
electrones, por lo que se deben restar 3 electrones a los electrones totales. Es decir que para escribir la
configuración electrónica de Z debemos tener en cuenta sólo 10 electrones.
Siguiendo la Regla de Hund para llenar los orbitales electrónicos:
La configuración electrónica para 13Z+3, será: 1s22s22p6
Como se pide de Z la misma es 1s22s22p6 3s23p1
Guía de Parciales Resueltos
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