MODELOS ATÓMICOS

MODELOS ATÓMICOS
ESPECTROS ATÓMICOS
Cuando a una sustancia se le suministra energía en forma calorífica o por descarga eléctrica. emite una radiación. Al analizar
esta radiación con un espectroscopio se obtiene el espectro de dicha sustancia.
Cuando la sustancia es un gas o un vapor el espectro que se obtiene es discontinuo. Cada elemento posee un espectro
característico.
En el espectro del hidrógeno se encontró experimentalmente una fórmula que da las frecuencias o longitudes de onda de las
rayas correspondientes en el espectro visible (serie Balmer : el electrón transita hasta la segunda órbita n >2). Posteriormente
se descubrieron otros conjuntos de rayas en espectro no visible : una en el ultravioleta (serie Lyman : el electrón transita hasta la
primera órbta n>=1 ) y tres en el infrarojo (Paschen. Brackett y Pfund : n>3…4…5)
1

 1
1 
 R. 2  2 
n
n
2 
 1
 = representa la longitud de onda del fotón asociada al tránsito del electrón de la órbita n 2 a la órbita n1
R es una constante
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
El electrón gira alrededor del núcleo. La fuerza centrífuga contrarresta a la fuerza electrostática , pero entonces el electrón
emitirá constantemente energía, y acabaría cayendo sobre el núcleo destruyéndose el modelo; además el espectro sería contínuo
MODELO ATÓMICO DE BOHR
Propuesto por Bohr en 1913. este modelo sobre la estructura del átomo trata de explicar una serie de hechos físicos que con
modelos anteriores no se explicaban: fundamentalmente los espectros discontinuos de los átomos.
Se basa en tres postulados:
1.- Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares distintas y estables (sin emitir energía.)
Aquí aparece la idea de órbita como trayectoria circular plana que describe el electrón a una distancia concreta del núcleo.
2.- No son posibles todas las órbitas. sólo son posibles aquellas en !as que el electrón tiene un momento angular ( m.v.r
) múltiplo de h/2
"n" es número denominado número cuántico principal y que define el nivel energético alrededor del núcleo
h
;y toma valores 1,2,3...
m.v.r  n.
2.
3.- La energía emitida al caer un electrón desde una órbita a otra de menor energía o la absorbida al pasar a otra
superior no se realiza gradualmente sino de manera discontinua y cuantizada en forma de fotón o cuanto., es decir en en
“cuantos”completos de h.. Así pues, el tránsito de un electrón entre niveles se puede expresar:
E f  Ei  h.
Si n = 1, tenemos la órbita más próxima al núcleo. En el átomo de hidrógeno si el electrón está en el nivel más bajo de energía
(n=1), se dice que está en estado fundamental. Si se le comunica energía y pasa a órbitas más alejadas del núcleo, se dice que
está excitado.
A medida que aumenta “n” disminuye la diferencia de energía entre dos niveles consecutivos.
Las series espectrales del hidrógeno se explicaron como caída del electrón desde órbitas superiores a una órbita concreta.
Cuando los electrones excitados efectúan una transición desde cualquier nivel energético al primero se originan las radiaciones de
mayor energía, mayor frecuencia o menor longitud de onda: la serie del UV (Lyman). Si caen la segundo nivel la serie Balmer.....
Explicar el espectro discontinuo del hidrógeno y que, a partir de su modelo teórico, se dedujese la misma fórmula que los
espectroscopistas habían deducido experimentalmente, fue el gran éxito de la teoría de Bohr
Las primeras dificultades con respecto a este modelo surgieron cuando con mejores espectrógrafos se vió que las rayas no eran
una, sino que estaban formadas por otras más finas (estructura fina del espectro). Esto indujo a pensar que para cada nivel
energético existían varios subniveles. En 1915 Sommerfeld admitió que existían además de la circular, órbitas elípticas. Estas
órbitas las cuantizó por el número cuántico secundario “l". Para cada nivel cuántico principal son posibles varias órbitas de distinta
excentricidad y la de menor energía es la circular.
Si se hacía el análisis espectrográfico sometiendo a los átomos a un campo magnético, algunas de las rayas parecían desdobladas
en varias (efecto Zeeman). El campo magnético aplicado interacciona con el campo magnético creado por el electrón al girar
alrededor del núcleo, lo que produce una orientación de la órbita electrónica. Estas orientaciones están cuantizadas por el número
cuántico magnético "m".
MECÁNICA ONDULATORIA
La mecánica ondulatoria es desarrollada principalmente por Schrodinger, Heisenberg y Dirac. Tiene su origen en ideas
cuánticas sobre materia y energía., la hipótesis de De Broglie y el principio de indeterminación de Heisenberg.
1.- Hipótesis de De Broglie
Einstein al explicar el efecto fotoeléctrico puso de manifiesto que la luz y, en general, las ondas electromagnéticas, podían
comportarse a veces como un conjunto de partículas (fotones)
Se aceptó que las ondas electromagnéticas tienen una doble naturaleza: ondulatoria y corpuscular
En 1924 De Broglie sugirió que las masas en movimiento se pueden comportar como ondas. La dualidad sería así una propiedad
general de la materia.
La ecuación que lleva su nombre relaciona la longitud de onda con la masa y la velocidad de las partículas:

h
m.v
Esta ecuación establece que cualquier partícula de masa “m” y velocidad “v” tiene asociada una longitud de onda “”
expresada por la fórmula De Broglie . Así, la longitud de la órbita de un electrón alrededor del núcleo ha de ser un número entero
de veces la longitud de onda para que sea una onda estacionaria; por lo tanto sólo son permitidas órbitas cuya longitud de onda de
lugar a una onda estacionaria : 2.  . r = n. 
En 1927 Davisson y Germer consiguieron la difracción de electrones: la difracción es un fenómeno típico de las ondas, lo
cual confirma lo predicho por De Broglie.
.
2.- Principio de incertidumbre de Heisenberg
En 1927 Heisenberg enuncia que es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad exactas de una partícula.
h
Ambas magnitudes vienen afectadas de una imprecisión relacionada por :
 x.  p 
x es la imprecisión de posición
4.
p es la imprecisión de la cantidad de movimiento (masa . velocidad)
Para detectar la posición de un electrón habría que “observarlo” y hacer incidir sobre él fotones, pero los fotones
chocarían con el electrón y variarían su velocidad.
Por lo tanto, el electrón ya no puede definirse como una partícula que describe una trayectoria concreta alrededor del núcleo sino
que admitiendo la inexactitud de su posición hablar de probabilidad ( “orbital”)
En el mundo macroscópico esta incertidumbre no se manifiesta porque debido al tamaño de los objetos el efecto del choque de l os
fotones es inapreciable. Tampoco se manifiesta la dualidad onda-corpúsculo en las masa en movimiento porque la longitud de onda
que llevan asociada es tan pequeña que resulta imposible de detectar.
La base de la mecánica ondulatoria es la ecuación de onda propuesta por Schródinger. Esta ecuación tiene en cuenta la
naturaleza dual del electrón, por un lado aparece su masa y por otro aparece la llamada función de onda que seria análoga a la
amplitud de la onda electrónica.
Al aplicar la ecuación de Schrodinger al átomo de hidrógeno se “observó” que la solución es función de tres números enteros,
denominados números cuánticos: n, l, m.
Cada grupo de tres valores permitidos de n, I y m define un orbital. El orbital se puede considerar como una región del
espacio que rodea al núcleo, dentro de la cual existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón en esa zona, pero que
sólo está si se le “observa” que indica que se le “crea” (existe) en ese lugar en ese momento.
SIGNIFICADO DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS y SUS VALORES
n : número cuántico principal. Valores: 1.2.3... Corresponde a los niveles energéticos permitidos y determina el volumen del
orbital atómico.
l : número cuántico secundario. Valores: 0, 1, .. (n-1).
forma del orbital.
l= 0 orbital "s"
l = 1 orbital "p”
Los orbitales “s” son esféricos y el resto son lobulares.
Corresponde a los subniveles energéticos del átomo y determina la
l = 2 orbital "d"
l = 3 orbital "f”
m: número cuántico magnético. Valores
- l ... 0 ... + l. Determina la orientación espacial del orbital. Se denomina
magnético porque es en presencia de un campo magnético donde se observa el desdoblamiento de las rayas espectrales (efecto
Zeeman).
Cada grupo de tres valores permitidos de n , l , m define un orbital y por lo tanto a los electrones que en él se encuentren.
Pero cada electrón tiene un cuarto número cuántico denominado de spin (s).
s: número cuántico de spin. Valores: ± 1/2. Se puede considerar relacionado con el sentido de giro del electrón sobre sí
mismo.
ÁTOMOS POLI ELECTRÓNICOS
La distribución de los electrones de un átomo en orbitales se le llama “configuración electrónica”. Cuando esta distribución es la de
menor energía se denomina en estado “fundamental” Esta distribución se basa en una serie de reglas y principios :
1 - Principio de mínima energía : los electrones en los átomos en estado fundamental se disponen siempre ocupando
los orbitales de menor energía posibles y en orden creciente de energía
La energía de un orbital depende de los tres números cuánticos que lo definen, pero en ausencia de campo magnético externo sólo
depende de n y de l. La diferencia de energía entre los subniveles n p y (n+1) s es considerable; pero la diferencia entre los
subniveles (n-1) d y n s es pequeña y aún es menor entre los subniveles (n-2) f y n s
2.- Principio de exclusión de Pauli : en un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales. Esto implica que en un orbital caben únicamente dos electrones con spines antiparalelos (opuestos).
3.- Principio de máxima multiplicidad de Hund : si en un subnivel hay varios orbitales los electrones se colocan de
modo que ocupen el mayor número de ellos con spines paralelos. (como los electrones se repelen entre sí, se colocan primero los
paralelos antes de ocupar dos electrones el mismo orbital)
Los subniveles llenos y semillenos dan al conjunto del átomo mayor estabilidad (esto explica las configuraciones electrónicas de
algunos elementos que resultan con configuraciones distintas de las esperadas: Cromo (z=24) Cobre (z=29) .Mo(z=42) Ru
(z=44) Rh (z=45) Ag (z=47)... )
Ejemplo:
Cromo ( Z=24 )
Según la Tabla de Moeller resultaría:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d4

Pero es más estable, al tener todos desapareados ( diferencia entre (n-1)s y nd )
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s1 3d5

MODELOS ATOMICOS –
( Ejercicios)
1 -Indicar el número total de protones, neutrones y electrones que hay en cada uno de los siguientes casos: a) un ion fluoruro b )
una molécula de cloro; c) 32 g de oxígeno; d) Un átomo-g de nitrógeno; e) un ion-g de 0-2 . Números atómicos y másico Cl(
17,35). N(7.14).F(9.19), O(8.16)
2.- Para ionizar un átomo de sodio se precisan 118,5 kcal/mol Si esta energía es de procedencia luminosa. ¿cuál sería la
frecuencia más baja posible de un haz luminoso capaz de efectuar tal ionización? Sol: 1,24.10 15 Hz.
3.- Calcula la energia de un mol de fotones de una radiación electromagnética de 600 nm.
Sol: 1,995.10 5 J
4.- Un electrón excitado de un átomo de hidrógeno vuelve a su estado fundamental y emite radiación electromagnética de 180 nm.
Calcular: a) la frecuencia de la radiación
b) la diferencia de energía interna entre los dos niveles electrónicos. Sol: 1,67.10 15 Hz. 1,1.1018 J.
5.- Según el modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno, ¿podríamos afirmar que la radiación emitida en una transición
electrónica n=4 a n=2, tiene menor longitud de onda que la del tránsito n=5 a n=2. Sol Sí
6.- Un electrón de un átomo de hidrógeno está excitado en el nivel energético n = 2. El electrón de otro átomo está excitado en el
nivel n = 4. Se considera que cada electrón vuelve a su estado fundamental. Indicar cuál emitirá una radiación electromagnética de
mayor energía. cuál de mayor frecuencia y cuál de mayor longitud de onda.
7.- Un electrón salta del nivel 5 al nivel 2. Indicar si absorberá o emitirá energía. Si repite este salto del 6 al 3, ¿el intercambio de
energía será el mismo? ¿Será la misma la frecuencia de la raya del espectro para ambos casos?
8.- ¿Por qué la teoría de Bohr es incompatible con el principio de incertidumbre de Heisenberg?
9.- Para la mecánica ondulatoria es posible conocer con exactitud la posición y el estado de movimiento de una partícula
elemental? ¿por qué? No .
10.- Diferencia entre órbita y orbital.
11.- Señala la diferencia entre la órbita de Bohr para n = 1 y el orbital 1s.
12.- ¿Qué números cuánticos son necesarios conocer para determinar un orbital? ¿y para fijar el estado cuántico de un electrón ?
13.- Los orbitales 2px 2py 2pz ¿en qué se parecen? ¿En qué se diferencian?
14.- Indica el número de orbitales posibles en las subcapas 3d y 4p, dando el valor de los números cuánticos correspondientes a
cada uno de ellos.
15.- Escribe los cuatro números cuánticos del electrón diferenciador de los elementos de Z = 16 y 19.
16.- Si un electrón se designa como (2,1,0.1/2). a) ¿En qué nivel, subnivel y orbital se encuentra situado? b) ¿Cómo designar
otro electrón del mismo orbital? c) ¿Cuáles serán los números cuánticos que corresponden a otro electrón del mismo nivel y distinto
subnivel?
17.- Para cada uno de los casos siguientes ¿cuál es el número total de electrones en un átomo que cumplen los valores indicados
de los números cuánticos? a) n = 3, l = 1,
b) n = 3, l = 1, m = -1, c) n = 4, l = 3.
18.- Determinar el número de orbitales posibles en el cuarto nivel energético de un átomo e indicar cuántos son s. p, d y f
19.- Indica de los grupos siguientes correspondientes a valores de n. l , m no son permitidos. Explica por qué:
a(3,-1,1)
b( 1,1,3)
c(4,2,0)
d(1,0,0)
e(3,1,1)
f(5,3,-3) g(2,1,-1)
20.- ¿Pueden existir en un átomo electrones con los números cuánticos (n. I .m. s): (3, 1, 0, -1/2). (2,1,2,1/2)
21.- ¿Qué son los números cuánticos? ¿Qué valores puede tomar el número cuántico m para: a)Un orbital 1s;
c)un orbital 4p?
22.- Escribir los números cuánticos correspondientes a un orbital 4d y a un electrón de un orbital 3s.
23.- Escribe la serie completa de los cuatro números cuánticos para los cuatro electrones 3p del átomo de azufre.
Razónese.
b) un orbital 3d;
24.- La notación de un electrón es 3p3, ¿qué números cuánticos le corresponden?
25.- Indicar de las siguientes configuraciones electrónicas si corresponden a estados fundamentales, excitados o son imposibles:
26.- Dadas las caracteristicas cuánticas de cuatro electrones, indicar: a) si son valores correctos; b)en los que sí lo sea, indicar el
tipo de orbital atómico en que se encuentra el electrón; e)ordenar los electrones según un criterio de energía creciente.
N l
m s
1) 4 1 -1 -1/2
2) 3 1 2 -1/2
3) 1 0 0 1/2
4) 4 2 0 -1/2
27.- Un electrón, para los números cuánticos m y s, tiene como valores: m = +2 Y s = +1/2. ¿Qué valor o valores pueden tomar los
otros dos números cuánticos?
28.- Comparando un electrón del orbital 4f con otro situado en el orbital 5s, ¿cuál posee mayor energía?, ¿cuál se encuentra más
alejado del núcleo?
29.- ¿Es posible que la estructura de un átomo sea 1s2 2s2 2p6 4s1 ?
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
La ley periódica fue descubierta por Meyer y Mendeleiev: las propiedades de los elementos son función periódica de su masa
atómica. Estos científicos comprobaron que había que alterar el orden de algunos elementos para que coincidieran debajo de los
que tenían propiedades análogas a ellos
Moseley llegó a la conclusión de que las propiedades de los elementos no dependían de la masa atómica sino del número atómico.
Un periodo o fila está formado por todos los elementos en los que su nivel energético más externo sea el mismo. En su
notación electrónica el número cuántico principal más elevado será el mismo. Los periodos empiezan por un metal alcalino
(excepto el primero que empieza con el hidrógeno que es un no-metal) y terminan por un gas noble (excepto el último). Hay siete
periodos. No todos con el mismo número de elementos: 1º dos; 2º y 3º ocho; 4º y 5º dieciocho; 6º treinta y dos; el 7º no está
completo (máximo de 32), tiene diecinueve (24, pero cinco sin nombre).
Un grupo, familia o columna, está formado por elementos de configuración electrónica similar en su nivel más alto. Esta igualdad
final en la configuración electrónica hace que sus propiedades sean similares. Existen 16 familias: ocho tienen notación A y otras
ocho notación B.
Los grupos A se denominan elementos representativos. Su último electrón está situado en un orbital “s” o “p”. con las
dos primeras columnas y las seis últimas de la tabla periódica.
Los elementos designados por B se denominan de transición. Su último electrón está en un orbital “d” o “f” Si entra en
un orbital f se denominan elementos de transición interna y son los lantánidos y los actínidos (colocados normalmente fuera del
sistema periódico). El electrón diferencial en los elementos de transición interna va a ocupar el antepenúltimo nivel, por lo tanto
tienen comunes las configuraciones electrónicas de los dos últimos niveles, por lo que presentan propiedades casi idénticas. *
Aunque se da como configuración electrónica general de los elementos de transición ns 2 (n-l)dx, hay algunas excepciones cuando
la configuración permite un semillenado (Cr, Mo) o un llenado (Cn, Ag, Au) de orbitales d, ya que esto supone un aporte adicional
de energía.
Algo similar ocurre en los elementos de transicion interna con el semillenado y llenado de orbitales f
PROPIEDADES PERIODICAS
1.- RADIO ATÓMICO
Se puede definir como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales que están unidos entre sí. .
Dentro de un grupo los radios aumentan al aumentar el número atómico, porque los electrones se colocan en niveles cada vez
más alejados del núcleo y porque la carga negativa de los otros electrones los repele.
Dentro de un periodo los radios disminuyen al aumentar el número atómico. El nuevo electrón que diferencia a un átomo del
anterior se sitúa en el mismo nivel o en uno más próximo al núcleo, pero la carga positiva del núcleo va aumentando,
produciéndose más atracción sobre los electrones y haciendo que el volumen
disminuya.
Los menores valores del radio aparecen en los elementos de transición porque el electrón diferenciador se va metiendo en un
orbital más interno (d o f).
RADIO IÓNICO
Es el radio de un átomo que ha ganado o perdido electrones respecto a los que temía si fuera neutro. Estos radios siguen las
mismas variaciones que los radios atómicos: pero no tienen los mismos valores.
Los iones positivos tienen un radio menor que el átomo neutro, porque al perderse electrones, los que quedan podrán
disminuir sus distancias al existir menos repulsiones. Esto es más notable con los metales alcalinos si pierden un electrón o con los
alcalinotérreos si pierden dos, porque ello implica que pierden un nivel de energía con respecto al átomo neutro.
Los iones negativos son más grandes que los átomos neutros correspondientes porque los electrones capturados están
sometidos a repulsiones por parte de los electrones que va estaban en el último nivel.
Cuando varias especies (iónicas o neutras) tienen los mismos electrones, para comparar su tamaño hay que mirar la
carga nuclear. Cuanto mayor sea ésta, mayor será la fuerza electrostática y menor será el radio.
2.- ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.
Se arrancará primero el electrón menos atraído por el núcleo. Si se pueden arrancar más de uno, se habla de primera..
segunda, tercera ?,. . energía de ionización.
Dentro de un grupo la energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico porque el último electrón se coloca
en orbitales cada vez más alejados del núcleo y la atracción electrostática disminuye con el cuadrado de la distancia.
En un periodo aumenta con el número atómico, debido a que al aumentar la carga nuclear, sin aumentar los niveles, la
atracción sobre los electrones es mayor.
Los elementos con menor energía de ionización dentro de cada periodo son los metales alcalinos. La energía de ionización es
máxima para los gases nobles ya que estos elementos poseen una estructura estable y no tienen tendencia. a ceder electrones.
Existen algunas irregularidades correspondientes a átomos con subniveles llenos o semillenos:
La segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera porque el catión formado ha disminuido
3.- AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón.
Los valores de la afinidad electrónica tienen, en general, signo negativo, indicando que es una energía desprendida. Si el signo es
positivo es que el elemento no tiene ninguna tendencia a captar un electrón, ya que captar un electrón resulta energéticamente
desfavorable.
Es una magnitud dificil de calcular, no se conocen el valor de la afinidad electrónica de todos los elementos y no tiene una variación
tan regular como la energía de ionización.
En general, presenta variaciones similares a la energía de ionización: si un átomo tiene una energía de ionización baja es que cede
fácilmente electrones y no tendrá tendencia a ganarlos, por lo que la afinidad electrónica (en valor absoluto) será baja; sin embargo,
si un átomo tiene una energía de ionización elevada es que no tiene tendencia a perder electrones y si la tendrá a ganarlos, por lo
que poseerá una afinidad electrónica elevada (en valor absoluto).
Por lo tanto, en valor absoluto, la afinidad electrónica dentro de un grupo disminuye a medida que aumenta el número
atómico, ya que aumenta el tamaño y el electrón que se mete está menos atraído por el núcleo. En un periodo aumenta con el
número atómico.
Vuelven a ser los metales alcalinos los elementos con menor afinidad electrónica. Y son los halógenos en los que se desprende
mayor energía al introducir un electrón, porque poseen siete electrones en su nivel energético más externo.
4.- ELECTRONEGATIVIDAD
Se define la electronegatividad de un elemento como la tendencia de un átomo de dicho elemento, que forma parte de una
molécula, a atraer los electrones con los que están enlazados.
Existen diferentes escalas de electronegatividades, aunque la más utilizada es la de Pauling. Esta escala va de 0 a 4,
aunque ningún elemento tiene valor cero. El menor es el Fr (0,7) y el mayor el F (4,0)
Es una propiedad periódica ligada con la energía de ionización y la afinidad electrónica de manera que un elemento que posea una
afinidad electrónica y una energía de ionización elevada será muy electronegativo y viceversa.
En general, cuanto menor es el átomo más tendencia tendrá a atraer a los electrones por lo que la electronegatividad será mayor.
Por lo tanto, en un grupo disminuye al aumentar el número atómico y en un periodo aumenta con el número atómico
5.- CARÁCTER METÁLICO
La electronegatividad es una propiedad que sirve para clasificar a los elementos en metales y no metales.
Los metales se caracterizan porque la fuerza de atracción que ejercen sus átomos sobre los electrones externos es pequeña,
lo que trae consigo valores bajos de la energía de ionización, de la afinidad electrónica y de la electronegatividad ; tienen gran
tendencia a formar cationes y se comportan como agentes reductores.
Los átomos de los no metales atraen fuertemente a los electrones y poseen valores elevados de energía de ionización,
afinidad electrónica y electronegatividad : forma fácilmente aniones y son agentes oxidantes.
La clasificación actual de los elementos en Metales, No Metales y Semimetales ,en la Tabla Periódica : A la izquierda de los
semimetales están los metales y a su derecha los no metales
B
Si
Ge
As
Sb
Te
Po
At
El carácter metálico varía: En un grupo aumenta al aumentar el numero atómico y en un periodo disminuye al aumentar el número
atómico
SISTEMA PERIODICO
(Ejercicios)
1.- ¿Qué tienen en común?:
a) los isótopos de un mismo elemento b) los elementos de un grupo de la tabla periódica; c) los elementos de un mismo periodo;
d) los elementos de transición.
2.- Escribir la configuración electrónica del elemento de Z = 21 y explicar si se trata de un metal alcalino.
3.- Indicar las principales diferencias entre los elementos de la familia de los alcalinos y la de los halógenos.
4.- Definir los conceptos: afinidad electrónica y electronegatividad. Indicar cuáles son los elementos de mas
electrónica y los de más baja electronegatividad.
alta afinidad
5.- Definir en relación con su estructura electrónica externa: a) los elementos de transición; b) los lantánidos; c) los actinidos.
6.- Cuatro elementos distintos A. B, C y D tienen de número atómico 6, 9, 13 y 19, respectivamente. Determinar: a) El número de
electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en metales y no metales. c) El número de electrones desapareados
en su estado fundamental. d) Grupo y periodo al que pertenecen.
7.- ¿Un elemento cuyo electrón diferenciador tiene los siguientes números cuánticos n=3, l=2. m=0 y s=1I2 es un elemento
representativo? Indicar su periodo y su grupo.
8.- Con respecto a los elementos de números atómicos 11, 15, 36. 38 Y 42 se pide:
indicar si son metales o no metales.
a) periodo y grupo al que pertenecen b)
9.- Indicar la posición en el sistema periódico, así como si son elementos representativos. de transición o de transición interna, los
siguientes elementos:
a) 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10
b) 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s1
c) 1s2 2s2 p6 3s2 p3
2
2
6
2
6
7
2
2
2
6
2
6
10
2
6
d) 1s 2s p 3s p d 4s
e) 1s 2s p 3s p d 4s p
f) 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 p6 d10 f2 5s2 p6 6s2
10.- Explica si es correcta la afirmación: la configuración electrónica de todos los elementos de transición es n s 2 (n-l) dx.
11.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones con relación al elemento de número atómico 16 es incorrecta? a) se encuentra en el
tercer periodo b) tiene propiedades químicas similares a las del elemento de Z=34 c) es un metal
d) forma un anión
divalente
12.- Ordena el sodio, potasio y rubidio en cuanto a su:
razonar las respuestas.
a) volumen atómico;
b) potencial de ionización;
c) poder reductor,
13.- Tenemos dos elementos del mismo periodo: X y Z, siendo X más electronegativo que Z. Señalar las respuestas verdaderas:
a) X tiene menor energía de ionización b) Z tiene menor afinidad electrónica c) Z tiene mayor radio atómico d) el par de
electrones del enlace X-Z se encuentra desplazado hacia X.
14.- Ordenar en cuanto a distancias internucleares (longitudes de enlace) las siguientes moléculas: HF, HCl; HBr; HI.
15.- Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes respuestas en cuanto al átomo de argón (Z=18) y el ion sulfuro S 2(Z=16):
a) ambos poseen. el mismo número de electrones
b) por tanto el número de protones será igual
c) el volumen del ion será superior al del átomo de argón
16.- K+ , Ca2+ , Cl - , S2- y Ar tienen el mismo número de electrones. Ordénalos según su radio de mayor a menor.
17.- Sean los siguientes iones isoelectrónicos : I- , Ba2+, La3+, Te2- , Cs+
Ordénalos en orden creciente a su radio iónico
18.- Ordena. en cuanto al radio y a la energía de ionización. las siguientes especies isoelectrónicas: H - , He, Li+
19. - ¿La primera energía de ionización de un átomo es mayor, menor o igual que su segunda energía?
20.- Dado un elemento cualquiera del sistema periódico compara su radio atómico y su energía de ionización: a) con el elemento
de la casilla de la derecha b) con el de la casilla de abajo.
21.- El primer y segundo potencial de ionización para el átomo de litio (Z=3) son respectivamente: 520 y 7300 kJ/mol. Razona: a) la
gran diferencia que existe entre ambos valores de energía; b) ¿ qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la
primera especie iónica?; c) ¿cómo varia el potencial de ionización de los elementos del mismo grupo?
22.- Un átomo neutro de un elemento X tiene 15 electrones. a)¿Cuál es su número atómico? b )¿Cuál es el número total de
electrones s ? c) ¿Es el elemento un metal o no metal? Razona las respuestas.
23.- Especie química: Li Na Na+ Mg Mg+ Be Be+ O N
P.I. (eV) : 5,39 5,14 47,3 7,64 15,0 9,32 18,2 13,6 14,5
Explica la causa de que el potencial de ionización del:
a) litio sea mayor que el del sodio, pero inferior al del berilio
b) oxígeno sea inferior al del Nitrógeno, que tiene una electronegatividad inferior a la del oxígeno
c) Mg+ sea mayor que la del magnesio, pero inferior a la del Na + .
24.- Las energías de ionización del boro son EI= 191; E2= 578; E3= 872 y E4= 5962 kcal/mol. Basándose en su configuración
electrónica (Z=5), explicar estos valores. ¿A qué grupo pertenece el boro?
25.- En contra de la variación general, la afinidad electrónica del silicio (Z=14) es mayor que la del fósforo (Z = 15). ¿ Por qué?
26. - Ordena, en orden de electronegatividad creciente, los elementos de números atómicos 12, 17 Y 35.
27- El potencial de ionización del sodio es 5,12 eV. Si se tienen 25 g de este metal. ¿qué cantidad de energía es necesaria para
ionizar todos los átomos? So1:536457 J.
28.- La afinidad electrónica del fluor es -3.45 eV. Átomo-1, . Calcular la energía desprendida al obtener 3.6 g de iones fluoruro a
partir de átomos de flúor en estado gaseoso y fundamental. SoI: 6,3.10 4 J.
SELECTIVIDAD
CASTILLA-LEON
1. a) Justifique, de un modo razonado, si pueden existir en un átomo electrones cuyos números cuánticos ( n, l, m, ms ) sean:
A) (2,-1,1,1/2)
B) (2,1,-1,1/2)
C) (1,1,0,-1/2)
D) (3,1,2,1/2)
b) Justifique como varía el potencial de ionización para los elementos del grupo de los metales alcalinos
c) ¿ Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que el ión Na+ (para el Na, Z=11)
2. -Defina los conceptos siguientes aportando algún ejemplo:
a) Enlace iónico.
b) Enlace covalente.
c) Enlace metálico
3. Conteste a los siguientes apartados:
a) Enuncie el Principio de exclusión de Pauli y analice las consecuencias que se derivan del mismo.
b) Enuncie el Principio de indeterminación de Heisenberg.
c) Defina qué es un orbital atómico.
4. En el sistema periódico se encuentran en la misma columna los elementos cloro, bromo y yodo colocados en orden creciente de
su número atómico. Si el número atómico del cloro es 17:
a) Escriba la configuración electrónica de los tres elementos.
b) Defina el primer potencial de ionización de un elemento químico y asigne a cada uno de los tres elementos el potencial de
ionización que pueda corresponderle de entre los siguientes: 10,4; 11,8 y 13,1 eV.
c) Defina que es afinidad electrónica.
5. Dados los tres elementos del sistema periódico: A, B, C cuyos números atómicos respectivos son 8, 16 y 19.
a) Escriba las configuraciones electrónicas de cada uno e indique cuál de ellos presentará el valor mayor del primer potencial
de ionización.
b) Señale el tipo de enlace y aporte dos propiedades características de los posibles compuestos entre A y B
6. a) Escriba las configuraciones electrónicas de las siguientes especies en su estado fundamental: O 2- Na+ Ar Cl- y Mn
b) Identifique, justificando las respuestas, las especies isoelectrónicas, si las hay, y las que tienen electrones desapareados
Datos : Números atómicos
O =8 Na=11 Cl=17 Ar=18 Mn=25
7. Considere el elemento de número atómico Z=36
a) ¿ Cuál es su configuración electrónica ? ¿ Cuál es su posición en e el sistema periódico de los elementos ?
b) ¿ Qué tipos de enlace puede presentar en sus uniones con otros átomos?
c) ¿ Cómo será su potencial de ionización en comparación con el del potasio ?
8. a) Escriba las estructuras de Lewis correspondientes a las especies químicas: Monoclorometano, dióxido de carbono, y
amoníaco
b) Indicar, razonadamente, si alguna presenta polaridad
9.
a) Describa las características del enlace en las moléculas cloruro de hidrógeno y yoduro de hidrógeno
b) Compare razonadamente la polaridad de ambas
10. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de dos elementos:
A: 1s2 2s2 2p2
B: 1s2 2s2 2p1 3s1
Indique de modo razonado si son ciertas o falsas las afirmaciones:
a) ¿ Es posible la configuración dada a B ?
b) Las dos configuraciones corresponden al mismo elemento
c) Para separar un electrón de B se necesita más energía que para separarlo del A
11. Si los números atómicos respectivos del nitrógeno, argón, magnesio y cobalto son 7, 18, 12 y 27
a) Escriba las configuraciones electrónicas de cada uno
b) Escriba las configuraciones de los iones N3- Mg 2+ y Co 3+
c) Indique el número de electrones desapareados que existen en el elemento nitrógeno y en los iones
apartado anterior
12. Escriba las estructuras de Lewis de la moléculas : H2O
a) Indique la geometría de cada molécula
b) Polaridad de cada una
CS2
SO2
Mg 2+ y Co2+ del
13 . Para las siguientes moléculas: H2O, NH3, CH4 y HCI indique, razonando la respuesta:
a )Estructura electrónica de Lewis.
b) Geometría.
c) Polaridad
14. El vanadio, de número atómico 23, se encuentra en la naturaleza formando dos isótopos con masas iguales a 50 y 51 urna.
a) Determinar el número de neutrones y de protones que tiene cada uno de los isótopos.
b) Escribir la configuración electrónica del vanadio.
c) Calcular la abundancia relativa de los dos isótopos si la masa atómica, que aparece en las tablas periódicas, del vanadio es
igual a 50,94 uma.
15. Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 13 y 35, respectivamente, indique justificándolo:
a) La configuración electrónica ordenada de cada uno de ellos.
b) La naturaleza de los enlaces de los compuestos que responden a: A-C; B-B; C-C .
c) Enuncie el principio de máxima multiplicidad de Hund.