Solucion Ejercicios Tema 1 curso 15-16

QUÍMICA
2º BACHILLERATO
HOJA DE EJERCICIOS
TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA
RADIACCIÓN ELECTROMAGNÉTICA. CUANTIZACIÓN DE LA ENERGÍA
1.- Calcula la energía de un fotón de luz roja de longitud de onda 6. 103 Å. (DATO: 1 Å = 10-10 m)
De acuerdo a la Teoría de los Cuantos (Planck), el intercambio de energía en forma de radiación
electromagnética no se produce de forma continua, sino en forma de “paquetes” de energía llamados cuantos
o fotones. La energía de un cuanto es función de la frecuencia de la radiación:
𝑬=𝒉. 𝒇
Por otro lado, para una radiación electromagnética existe una relación entre la longitud de onda y la
frecuencia:
𝒄= . 𝒇 
𝒇=
𝒄

=
𝟑. 𝟏𝟎𝟖
= 𝟓. 𝟏𝟎𝟏𝟒 𝑯𝒛
(𝟔. 𝟏𝟎𝟑 . 𝟏𝟎−𝟏𝟎 )
Por lo que la energía del fotón de luz roja será:
𝑬 = 𝒉 . 𝒇 = 𝟔, 𝟔𝟑. 𝟏𝟎−𝟑𝟒 . 𝟓. 𝟏𝟎𝟏𝟒 = 𝟑, 𝟑𝟏𝟓. 𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑱
2.- Deducir el intervalo de energía, expresado en electrón - voltios (eV), de los fotones correspondientes al
espectro visible, que comprende desde 4000 Å hasta los 7000 Å de longitud de onda. (DATOS: 1 Å = 10-10 m;
1
eV = 1,6.10-19 J)
𝟑. 𝟏𝟎𝟖
= 𝟕, 𝟓. 𝟏𝟎𝟏𝟒 𝑯𝒛
𝑬 = 𝒉 . 𝒇𝟏 = 𝟔, 𝟔𝟑. 𝟏𝟎−𝟑𝟒 . 𝟕, 𝟓. 𝟏𝟎𝟏𝟒 = 𝟒, 𝟗𝟕. 𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑱
𝟏 (𝟒. 𝟏𝟎𝟑 . 𝟏𝟎−𝟏𝟎 )
{ 𝟏
𝟖
𝒄
𝟑. 𝟏𝟎
𝑬𝟐 = 𝒉 . 𝒇𝟐 = 𝟔, 𝟔𝟑. 𝟏𝟎−𝟑𝟒 . 𝟒, 𝟐𝟗. 𝟏𝟎𝟏𝟒 = 𝟐, 𝟖𝟒. 𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑱
𝒇𝟐 =
=
= 𝟒, 𝟐𝟗. 𝟏𝟎𝟏𝟒 𝑯𝒛
𝟑
−𝟏𝟎
𝟐 (𝟕. 𝟏𝟎 . 𝟏𝟎 )
{
𝒇𝟏 =
𝒄
=
Como el enunciado nos pide el resultado en electrón-voltios, hacemos el cambio de unidades:
𝟏 𝒆𝑽
= 𝟑, 𝟏 𝒆𝑽
𝟏, 𝟔. 𝟏𝟎−𝟏𝟗
𝟏 𝒆𝑽
𝑱.
= 𝟏, 𝟕𝟕 𝒆𝑽
𝟏, 𝟔. 𝟏𝟎−𝟏𝟗
𝑬𝟏 = 𝟒, 𝟗𝟕. 𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑱 .
𝑬 = 𝟐, 𝟖𝟒. 𝟏𝟎−𝟏𝟗
{ 𝟐
Por lo tanto, el rango de energías del espectro visible se extiende desde 1,77 eV hasta 3,1 eV.
TEORÍA CUÁNTICA
3.- (Dualidad Onda-Partícula; Principio de De Broglie) Calcular la velocidad de una partícula  que lleva una onda
asociada cuya longitud de onda es igual a la de un electrón que se mueve con una velocidad de 1,5. 10 4 Km/s.
(Dato:la masa de una partícula  es 7344 veces la masa del electrón).
La introducción de los fotones lleva a la aparente contradicción de que la luz se comporta como onda en los
fenómenos macroscópicos y como “partícula” en los fenómenos microscópicos. Esta contradicción fue resuelta
por De Broglie al plantear que todas las partículas en movimiento presentan aspectos ondulatorios (principio
de dualidad onda – corpúsculo). Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda de:
 =
𝒉
𝒎. 𝒗
Por lo tanto, la condición establecida en el resultado, se expresaría:
𝜶 = 𝒆 
𝒉
𝒉
𝒎𝒆 . 𝒗𝒆
𝒎𝒆 . 𝒗𝒆
𝟏, 𝟓. 𝟏𝟎𝟒
𝒌𝒎
=
𝒎𝜶 . 𝒗𝜶 = 𝒎𝒆 . 𝒗𝒆 𝒗𝜶 =
=
=
= 𝟐, 𝟎𝟒
𝒎𝜶 . 𝒗𝜶
𝒎𝒆 . 𝒗𝒆
𝒎𝜶
𝟕𝟑𝟒𝟒 . 𝒎𝒆
𝟕𝟑𝟒𝟒
𝒔
4.- (Principio de Incertidumbre de Heisemberg) ¿Por qué los electrones de un átomo no pueden moverse en órbitas
estables alrededor del núcleo? Razona la respuesta.
No es posible, lo impide el Principio de Incertidumbre (Heisemberg). La imposibilidad de determinar con toda
la exactitud que queramos la posición y la velocidad de los electrones, impide que éstos se desplacen por
órbitas definidas, tal y como propugnaba el modelo de Böhr-Sommerfeld. En el modelo mecanocuántico lo
electrones se mueven en orbitales, zonas alrededor del núcleo de una alta probabilidad electrónica.
MODELOS ATÓMICOS
5.- Razona como el modelo de Böhr fue capaz de dar una explicación coherente al espectro atómico del hidrógeno.
Según el modelo atómico de Böhr, los electrones solo se mueven alrededor del núcleo en determinadas
órbitas, manteniendo su energía. El número de órbitas permitidas es limitado, por lo que la energía de los
electrones sólo puede tomar determinados valores (cuantización de la energía del átomo). El espectro se
produce cuando el electrón “salta” de una órbita permitida a otra, emitiendo o absorbiendo cuantos de Planck
de energía igual a la diferencia de energía entre las órbitas. Como estos saltos solo pueden tener
determinados valores de energía, el espectro está formado por líneas discretas (espectro discontinuo).
6.- Referente a los números cuánticos, ¿cuáles tienen en común los orbitales del mismo nivel?; ¿y los del mismo
subnivel? ¿Qué números cuánticos tienen en común los electrones desapareados de un átomo?
Nivel: mismo valor del número cuántico “n”
Subnivel: mismos números cuánticos “n” y “l”
Electrones desapareados: mismo valor de los números cuánticos “n”, “l” y “s”
7.- Indica razonadamente si las siguientes ternas correspondientes a valores de n, l y m son posibles para un
orbital.
a) (3, -1, 1): No es posible, ya que el número cuántico “l” solo puede tomar valores enteros entre 0 y (n1), por lo que en este caso solo serían válidos los valores 0, 1 y 2. También se podría justificar diciendo que
el número cuántico “l” no puede tomar valores negativos.
b) (1, 1, 3): No es posible, ya que el número cuántico “l” solo puede tomar valores enteros entre 0 y (n-1),
por lo que en este caso solo sería válido el valor 0. También se podría justificar diciendo que el número
cuántico “l” no puede tomar el mismo valor que el número cuántico “n”.
c) (4, 2, 0): Es una combinación posible de números cuánticos.
d) (0, 0, 0): No es posible, ya que el número cuántico “n” solo puede tomar valores enteros positivos.
e) (3, 1, 1): Es una combinación posible de números cuánticos.
f) (5, 3, -3): Es una combinación posible de números cuánticos.
8.- ¿Cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los números cuánticos siguientes?
a) n = 2
+𝟏/𝟐
𝒍=𝟎  𝒎=𝟎  𝒔={
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
𝒏=𝟐
𝒍=𝟏
{
b)
n= 3 y l = 1 (simultáneamente)

+𝟏/𝟐
−𝟏  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
𝟖 𝒆−
+𝟏/𝟐
𝒎=
𝟎  𝒔={
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
+𝟏  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
{
−𝟏/𝟐
𝒏 = 𝟑 𝒚 𝒍 = 𝟏
c)
n = 4, l = 2 y m = 1 (simultáneamente)
+𝟏/𝟐
−𝟏  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
𝒎=
𝟔 𝒆−
𝟎  𝒔={
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
+𝟏  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
{
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
𝒏 = 𝟑, 𝒍 = 𝟐 𝒚 𝒎 = 𝟏 𝒔 = {
𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
d)
n =3, l =2, m = 0 y s = ½(simultáneamente)
Con estos cuatro números cuánticos sólo puede haber un electrón.
9.- Teniendo en cuenta los valores que pueden tomar los números cuánticos, deduce razonadamente:
a) Los electrones que caben en un subnivel “d”
𝒔𝒖𝒃𝒏𝒊𝒗𝒆𝒍 𝒅
b)
𝒍=𝟐

+𝟏/𝟐
−𝟐  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
−𝟏  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
𝒎=
𝟏𝟎 𝒆−
𝟎  𝒔={
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
+𝟏  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
+𝟐  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
{
−𝟏/𝟐
Los electrones que puede haber en el nivel n = 2
𝒍=𝟎  𝒎=𝟎
𝒏=𝟐
𝒍=𝟏

+𝟏/𝟐
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
 𝒔={
+𝟏/𝟐
−𝟏  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
𝟖 𝒆−
+𝟏/𝟐
𝒎=
𝟎  𝒔={
 𝟐 𝒆−
−𝟏/𝟐
+𝟏/𝟐
+𝟏  𝒔 = {
 𝟐 𝒆−
{
−𝟏/𝟐
{
10.- Indicar si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, en
estado excitado, o si no son válidas:
a) 1s1 2s2 2p3 3s1: Configuración excitada. Hay e- en orbitales de mayor energía, estando el subnivel 1s
semiocupado.
b) 1s2 2s2 2p4: Configuración de estado fundamental.
c) 1s2 2s3 2p6 3s2: Configuración prohibida, ya que el subnivel 2s solo puede albergar como máximo 2
electrones
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1: Configuración de estado fundamental.
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 4s1: Configuración excitada. Hay e- en orbitales de mayor energía, estando el
subnivel 3p semiocupado.
11.- Razona si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles:
1s
A:
2p
2s
 

Configuración prohibida, ya que en el subnivel 2s se incumple el Principio de Exclusión
(Pauli) ya que los dos electrones tienen el mismo spin.
1s
B:
   
1s
C:
2p
2s
Configuración de estado fundamental.
2p
2s
   
Configuración prohibida , ya que en el subnivel 2p se incumple el Principio de la Máxima
Multiplicidad (en orbitales del mismo subnivel los electrones se disponen de modo que el número de desapareados
sea máximo). La configuración correcta sería con un electrón en cada orbital 2p.
1s
D:
2s
2p
   
Es una configuración correspondiente a un estado excitado, ya que hay electrones en
orbitales de mayor energía, habiendo un orbital de menor energía (1s) semiocupado.
1s
E:
    
1s
F:
2p
2s
Es una configuración de estado fundamental.
2p
2s
    
Es una configuración prohibida, ya que en un átomo, independientemente de que esté en
estado fundamental o excitado, todos los electrones desapareados tienen que tener el mismo spin.
12.- Escribe la configuración electrónica de los siguientes átomos en estado neutro, indicando el número de
electrones desapareados que presentan en su nivel de valencia: Al (Z = 13); Cu (Z=29); As (Z = 33); Tc (Z=43)
𝟑𝒑
⏞
Al (Z = 13): 1s 2s 2p 3s 3p  ↑
2
2
6
2
1
1 electrón desapareado
𝟑𝒅
⏞
Cu (Z = 29): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d  ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 1 electrón desapareado
2
2
6
2
6
2
9
2
2
6
2
6
2
10
𝟒𝒑
As (Z = 33): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
⏞
4p  ↑ ↑ ↑ 3 electrones desapareados
3
𝟒𝒅
⏞
Tc (Z = 43): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d5 ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 5 electrones desapareados
13.- Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes iones: Na+ (Z = 11); Ca+2 (Z = 20); O2- (Z = 8);
Cl- (Z=17)
Na+ (Z = 13): 1s2 2s2 2p6
Ca+2 (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
O2- (Z = 8): 1s2 2s2 2p6
Cl- (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
14.- Dado el átomo A (Z=26), escribe su configuración electrónica en estado fundamental, una configuración
excitada y la configuración del catión de carga +2.
Estado fundamental: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Configuración excitada: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 4p1 (hay muchas más posibilidades)
Catión +2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
15.- A partir de las siguientes configuraciones:
Li (Z=3): 1s2 2p1
Ne (Z=10): 1s2 2s1 2p7
Mg (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2
a)
F (Z=9): 1s2 2s2 2p5 3s1
O (Z=8): 1s2 2s2 3p3
Especifica si el estado electrónico representado es el estado fundamental, un estado excitado o un
estado imposible.
Li (Z = 3): 1s2 2p1Estado excitado, hay un electrón en el orbital 2p, estando el orbital 2s, de menor
energía, vacío.
Ne (Z = 10): 1s2 2s1 2p7 Estado prohibido, ya que el subnivel 2p no puede admitir más de 6 electrones
F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 3s1Estado excitado, hay un electrón en el orbital 3s, estando el subnivel 2s, de
menor energía, semiocupado.
Mg (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2Estado fundamental
O (Z = 8): 1s2 2s2 3p3Estado excitado, hay tres electrones en el subnivel 3p, estando los subniveles 2p y
3s, de menor energía, vacíos.
b)
Indica razonadamente, para las configuraciones posibles, si cada una de ellas representa a un átomo
neutro, un catión o un anión
Li (Z = 3): 1s2 2p1Átomo neutro (hay el mismo número de electrones que el número atómico)
F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 3s1Anión. Hay un electrón más que el número atómico
Mg (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2Átomo neutro (hay el mismo número de electrones que el número atómico)
O (Z = 8): 1s2 2s2 3p3Catión (hay un electrón menos que el número atómico)
16.- Sean las configuraciones electrónicas de los átomos neutros: A (1s2 2s2 2p6 3s1) y B (1s2 2s2 2p6 6p1)
Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Se necesita energía para pasar de A a B
Cierto, ya que un electrón ha pasado de un orbital de menor energía (3s) a otro de mayor energía (6s)
b) A y B representan elementos distintos
Falso, ambas configuraciones tienen el mismo número de electrones y se tratan de especies neutras, por lo
que se trata del mismo elemento. A representa la configuración en estado fundamental y B una configuración
excitada.
c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A.
Cierto. Al tener un electrón más alejado del núcleo (en el orbital 6s) se necesita menos energía para
arrancarlo.
17.- Para el elemento de número atómico 40, indica una combinación posible de números cuánticos para su electrón
diferenciante y para su electrón más externo.
A (Z = 40): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
Electrón diferenciante: es el último electrón de la configuración, en este caso uno de los que ocupa el
subnivel 4d. Por lo tanto, su número cuántico n = 4 y l = 2. Para el valor del número cuántico m le damos
uno de los valores posibles compatible con el valor de l, en este caso serían válidos: -2, -1, 0, 1 y 2. Para
el valor de s asignamos uno de los posibles: +1/2 o -1/2. Por lo que una combinación posible podría ser: (4,
2, 1, ½)
Electrón más externo: es el electrón de la configuración que ocupa un mayor nivel de energía (mayor n), en
este caso uno de los que ocupa el subnivel 5s Por lo tanto, su número cuántico n = 5 y l = 0. Para el valor
del número cuántico m le damos uno de los valores posibles compatible con el valor de l, en este solo sería
válido el valor 0. Para el valor de s asignamos uno de los posibles: +1/2 o -1/2. Por lo que una combinación
posible podría ser: (5, 0, 0, ½)
18.- Para el P (Z = 15) escribe una combinación de números cuánticos posible para cada uno de sus electrones
desapareados.
𝟑𝒑
⏞
P(Z = 13): 1s 2s 2p 3s 3p  ↑ ↑ ↑ 3 electrones desapareados
2
2
6
2
3
El fósforo tiene tres electrones desapareados, por lo que tendremos que asignar tres combinaciones de
números cuánticos.
Los tres tendrán, los mismos valores de los números cuánticos n y l, ya que están situados en el mismo
subnivel (3p): n = 3 y l = 1. Para el valor del número cuántico m le damos uno de los valores posibles
compatible con el valor de l, en este caso serían válidos: -1, 0, y 1; cada electrón tendrá un m distinto, ya
que están en orbitales diferentes. Para el valor de s asignamos uno de los posibles: +1/2 o -1/2, pero el
mismo para los tres (todos los átomos desapareados de un átomo tienen el mismo spin). Por lo tanto una
posible combinación de números cuánticos para los tres electrones desapareados podría ser:
(3, 1, -1, ½)
(3, 1, 0, ½)
(3, 1, 1, ½)
19.- Escribe una configuración correspondiente a un estado excitado y a un anión de carga -2 del átomo de número
atómico 34
Configuración excitada: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 5s1(hay muchas más posibilidades)
Anión -2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
20.- Un átomo tiene su electrón diferenciante en un orbital de tipo d. ¿Cuál es el número máximo de electrones
desapareados que puede tener este átomo en estado fundamental?
5, ya que el subnivel d está formado por cinco orbitales.
21.- Pon un ejemplo de configuración electrónica que cumpla las siguientes características:
a) Tenga ocupados tres niveles de energía (en estado fundamental) y tenga 2 e- desapareados
Hay dos posibilidades: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
b)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Su electrón diferenciante y su electrón más externo sea el mismo
Hay muchas posibilidades. Para que se cumpla está condición basta con que el electrón diferenciante se sitúe
en un orbital s ó p. Por lo que un ejemplo podría ser:1s2 2s1
c)
Tenga 4 e- desapareados
Hay muchas posibilidades. Para que se cumpla está condición es necesario que el último nivel ocupado sea d o
f. Por lo que un ejemplo podría ser:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
d)
Su electrón diferenciante y su electrón más externo sean diferentes
Hay muchas posibilidades. Para que se cumpla está condición basta con que el electrón diferenciante se sitúe
en un orbital s ó p, pero que tenga ocupado algún subnivel d o f. Por lo que un ejemplo podría ser:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Y PROPIEDADES PERIÓDICAS
22.- Escribe la configuración electrónica de los elementos de número atómico 23, 36 y 47 e indica razonadamente
su posición en la tabla (grupo y periodo), así como el número de electrones desapareados que presenta en su estado
fundamental.
El período se asigna por el nivel de emergía más alto ocupado (mayor n) y el grupo por la configuración
electrónica del nivel de energía más alto ocupado (nivel de valencia).
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟒º
A (Z = 23): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d3{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝑬𝒍𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒕𝒓𝒂𝒏𝒔𝒊𝒄𝒊ó𝒏 (𝒏𝒔𝟐 (𝒏 − 𝟏)𝒅𝒙 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟒º
B (Z = 36): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d104p6{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟖 𝒐 𝑮𝒂𝒔𝒆𝒔 𝑵𝒐𝒃𝒍𝒆𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟔 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟓º
C (Z = 47): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d9{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝑬𝒍𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒕𝒓𝒂𝒏𝒔𝒊𝒄𝒊ó𝒏 (𝒏𝒔𝟐 (𝒏 − 𝟏)𝒅𝒙 )
Un átomo en estado fundamental solo puede tener electrones desapareados en el último subnivel ocupado
𝟑𝒅
⏞
A: ↑ ↑ ↑
Tres electrones desapareados
𝟒𝒑
⏞
B: ↑↓ ↑↓ ↑↓ No tiene electrones desapareados
𝟒𝒅
⏞
C: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ Un electrón desapareado
23.- Los números cuánticos (n, l, m, s) del último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado
fundamental, de un elemento del quinto periodo del Sistema Periódico, ¿pueden ser (4, 2, 0, ½)?
Sí. A un mismo período de la tabla pertenecen aquellos elementos que tienen el mismo número de niveles de
energía ocupados, en este caso, por tratarse del quinto período tendrán cinco niveles de energía ocupados.
Por los números cuánticos n = 4 y l = 2, sabemos que el electrón diferenciante de este elemento está
situado en el subnivel 4d. Por el orden de llenado de los subniveles:
𝟏𝒔 𝟐𝒔 𝟐𝒑 𝟑𝒔 𝟑𝒑 𝟒𝒔 𝟑𝒅 𝟒𝒑 𝟓𝒔 𝟒𝒅 𝟓𝒑 𝟔𝒔 𝟒𝒇 𝟓𝒅 𝟔𝒑 𝟕𝒔 𝟓𝒇 𝟔𝒅 𝟕𝒑
Este elemento ha completado previamente el subnivel 5s, por lo que este elemento pertenece al quinto
período.
24.- El electrón diferenciante de un elemento del S.P., en su estado fundamental, tiene como números cuánticos
(4; 2; 2; ½). Indicar razonadamente entre qué valores estará comprendido el número atómico de este elemento.
Por los números cuánticos n = 4 y l = 2, sabemos que el electrón diferenciante de este elemento está
situado en el subnivel 4d. Por el orden de llenado de los subniveles:
𝟏𝒔 𝟐𝒔 𝟐𝒑 𝟑𝒔 𝟑𝒑 𝟒𝒔 𝟑𝒅 𝟒𝒑 𝟓𝒔 𝟒𝒅
La configuración electrónica de este elemento puede ser desde1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1 que
se corresponde con el elemento de Z = 39, hasta1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 que se
corresponde con el elemento de Z = 48.
25.- Razona por qué los períodos 3º y 4º de la Tabla Periódica tiene diferente número de elementos.
A un mismo período de la tabla pertenecen aquellos elementos que tienen el mismo número de niveles de
energía ocupados, en este caso, los elementos del tercer período tendrán tres niveles de energía ocupados y
los del cuarto período cuatro.
Por el orden de llenado de los subniveles:
𝟏𝒔
⏟
𝟐𝒔
⏟ 𝟐𝒑
𝟑𝒔
⏟ 𝟑𝒑 𝟒𝒔
⏟ 𝟑𝒅 𝟒𝒑 𝟓𝒔
⏟ 𝟒𝒅 𝟓𝒑 𝟔 𝒔
⏟ 𝟒𝒇 𝟓𝒅 𝟔𝒑 𝟕𝒔
⏟ 𝟓𝒇 𝟔𝒅 𝟕𝒑
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐 𝟏º 𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐 𝟐º 𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐 𝟑º 𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐 𝟒º
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐 𝟓º
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐 𝟔º
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐 𝟕
Por lo tanto el período 3º está formado por los subniveles 3s y 3p, por lo que alberga 2 + 6 = 8 elementos.
El período 4º está formado por los subniveles 4s, 3d y 4p, por lo que alberga 2 + 10 + 6 = 18 elementos.
26.- ¿Con respecto a los elementos de números atómicos 11, 14, 35, 38 y 42, se pide, basándose en su configuración
electrónica:
a) Situación en la tabla periódica
El período se asigna por el nivel de emergía más alto ocupado (mayor n) y el grupo por la configuración
electrónica del nivel de energía más alto ocupado (nivel de valencia).
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟑º
A (Z = 11): 1s2 2s2 2p63s1{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏 𝒐 𝑨𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟏 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟑º
B (Z = 14): 1s2 2s2 2p63s2 3p2{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟒 𝒐 𝑪𝒂𝒓𝒃𝒐𝒏𝒐𝒊𝒅𝒆𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟐 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟒º
C (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d104p5{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟕 𝒐 𝑯𝒂𝒍ó𝒈𝒆𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟓 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟓º
D (Z = 38): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p65s2{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟐 𝒐 𝑨𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊𝒏𝒐𝒕é𝒓𝒓𝒆𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟓º
E (Z = 42): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p65s2 4d4{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝑬𝒍𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒕𝒓𝒂𝒏𝒔𝒊𝒄𝒊ó𝒏 (𝒏𝒔𝟐 (𝒏 − 𝟏)𝒅𝒙 )
b)
¿Cuáles son metales y no metales?
Los metales son aquellos elementos cuyo electrón diferenciante ocupa un subnivel s (metales representativos),
d (metales de transición) o f (metales de transición interna). En nuestro caso son metales los elementos A,
D y E.
Los no metales son aquellos elementos cuyo electrón diferenciante ocupa un subnivel p incompleto
(generalmente ocupado por entre 3 y 5 electrones). En nuestro caso son no-metales los elementos B y C.
c)
Ordénalos respecto a su electronegatividad creciente
La electronegatividad es la fuerza relativa que tienen los átomos para atraer hacia sí los electrones
compartidos en un enlace covalente.
La variación de esta propiedad en la tabla periódica es:



GRUPO: Aumenta a medida que ascendemos en el grupo, debido al menor volumen atómico con lo
cual el nuevo electrón es atraído con más fuerza por parte del núcleo.
PERIODO: Aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha (menor volumen). Los gases
nobles presentan una afinidad electrónica muy baja.
Los no-metales tienen mayor electronegatividad que los no-metales. Los gases nobles tienen una
electronegatividad nula.
𝑨<𝑫<𝑬< ⏟
⏟
𝑩 < 𝐶
𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍𝒆𝒔
𝑵𝒐−𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍𝒆𝒔
27.- Los iones fluoruro (F-) y sodio (Na+) tienen igual número de electrones, pero el radio del primero es mayor que
el del segundo. ¿Por qué?
El flúor tiene Z = 9, por lo que el anión fluoruro tiene 10 electrones (gana 1). El sodio tiene Z = 11, por lo
que el catión sodio tiene 10 electrones (pierde 1). Sin embargo el Na + es más pequeño porque su núcleo tiene
más protones (11) que el F- (9), por lo que los atraen con más fuerza, reduciendo su radio.
28.- De los iones Fe+2 y Fe+3 ¿cuál tendrá mayor radio? Razona la respuesta.
El hierro es el elemento de número atómico Z = 26; el catión Fe+2 tiene 24 electrones (pierde 2) y el catión
Fe+3 tiene 23 electrones (pierde 3). El ion Fe+3 es más pequeño ya que el mismo número de protones del
núcleo tiene que atraer un menor número de electrones, por lo que son atraídos con mayor intensidad,
reduciendo su volumen.
29.- En cada uno de los apartados, indica justificadamente el elemento del trío propuesto que tenga:
a) La primera energía de ionización más baja: Na (Z =11), Mg (Z = 12) y Al (Z = 13)
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟑º
Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p63s1{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏 𝒐 𝑨𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟏 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟑º
Mg (Z = 12): 1s2 2s2 2p63s2{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟐 𝒐 𝑨𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊𝒏𝒐𝒕é𝒓𝒓𝒆𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟑º
Al (Z = 13): 1s2 2s2 2p63s2 3p1{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟑 𝒐 𝑻é𝒓𝒓𝒆𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟐 )
La energía de ionización es la energía mínima que hay que suministrar para arrancar un mol de electrones a
un mol de átomos, cuando el elemento se encuentra en estado gaseoso y configuración fundamental (mínima
energía).



Los elementos de mayor energía de ionización son los gases nobles
Dentro de cada periodo la energía de ionización aumenta a medida que nos desplazamos hacia la
derecha (recuerda que este es el sentido en el que disminuye el volumen atómico)
Dentro de cada grupo la energía de ionización disminuye a medida que descendemos en el mismo
(este es el sentido en el que aumenta el volumen)
Al tratarse de elementos del mismo período: Al> Mg >Na
Por lo tanto el sodio es el elemento con la primera energía de
ionización más baja.
b)
Mayor volumen: Br (Z = 35), Fe (Z = 26) y Rb (Z = 37)
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟒º
Br (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d104p5{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟕 𝒐 𝑯𝒂𝒍ó𝒈𝒆𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟓 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟒º
Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d6{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝑬𝒍𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒕𝒓𝒂𝒏𝒔𝒊𝒄𝒊ó𝒏 (𝒏𝒔𝟐 (𝒏 − 𝟏)𝒅𝒙 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟓º
Rb (Z = 37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p65s1{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏 𝒐 𝑨𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟏 )
La variación del volumen atómico (radioatómico) a lo largo de la tabla periódica es:

GRUPO: El volumen atómico aumenta al descender en el grupo debido al aumento del número de
niveles energéticos ocupados
PERÍODO: El volumen disminuye a medida que nos movemos hacia la derecha, debido a que la fuerza
de atracción aumenta (hay que tener en cuenta que todos los elementos del mismo periodo tienen el
mismo número de niveles ocupados)

𝑹𝒃
⏟
>⏟
𝑭𝒆 > 𝐵𝑟
𝟓º 𝒑𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐
𝟒º 𝒑𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐
Por lo tanto el bromo es el elemento de menor volumen.
30.- Ordenar, justificadamente, los elementos de número
atómico 15, 18, 33 y 20. Utiliza su configuración electrónica.
A (Z = 15): 1s2 2s2 2p63s2 3p3{
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟑º
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟓 𝒐 𝑵𝒊𝒕𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐𝒊𝒅𝒆𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟑 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟑º
B (Z = 18): 1s2 2s2 2p63s2 3p6{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟖 𝒐 𝑮𝒂𝒔𝒆𝒔 𝑵𝒐𝒃𝒍𝒆𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟔 )
No-metal
Gas Noble
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟒º
C (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d104p3{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟓 𝒐 𝑵𝒊𝒕𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐𝒊𝒅𝒆𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟑 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟒º
D (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟐 𝒐 𝑨𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊𝒏𝒐𝒕é𝒓𝒓𝒆𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 )
a)
No-metal
Metal
En orden decreciente de volumen
La variación del volumen atómico (radioatómico) a lo largo de la tabla periódica es:
GRUPO: El volumen atómico aumenta al descender en el grupo debido al aumento del número de
niveles energéticos ocupados
PERÍODO: El volumen disminuye a medida que nos movemos hacia la derecha, debido a que la fuerza
de atracción aumenta (hay que tener en cuenta que todos los elementos del mismo periodo tienen el
mismo número de niveles ocupados)


𝑫 > 𝐶 >⏟
⏟
𝑨 > 𝐵
𝟒º 𝒑𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐
b)
𝟑º 𝒑𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐
En orden creciente de afinidad electrónica
La variación de esta propiedad en la tabla periódica es:



GRUPO: Aumenta a medida que ascendemos en el grupo, debido al menor volumen atómico con lo
cual el nuevo electrón es atraído con más fuerza por parte del núcleo.
PERIODO: Aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha (menor volumen). Los gases
nobles presentan una afinidad electrónica muy baja.
La afinidad electrónica de los no-metales es mayor que la de los metales.
𝑩
⏟
𝑮𝒂𝒔 𝑵𝒐𝒃𝒍𝒆
< 𝑫
⏟ < ⏟
𝑪 < 𝐴
𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍
𝑵𝒐−𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍𝒆𝒔
31.- Ordenar razonadamente los siguientes elementos de acuerdo a su afinidad electrónica: F (Z = 9), Na (Z = 11),
Cs (Z = 55) y Ne (Z = 10)
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟐º
F (Z = 9): 1s22s2 2p5{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟕 𝒐 𝑯𝒂𝒍ó𝒈𝒆𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟓 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟑º
A (Z = 11): 1s2 2s2 2p63s1{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏 𝒐 𝑨𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟏 )
No-metal
Metal
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟔º
Cs (Z = 55): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p66s1{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏 𝒐 𝑨𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟏 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟐º
Ne (Z = 10): 1s22s2 2p6{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟖 𝒐 𝑮𝒂𝒔𝒆𝒔 𝑵𝒐𝒃𝒍𝒆𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟔 )
Metal
Gas Noble
La variación de esta propiedad en la tabla periódica es:



GRUPO: Aumenta a medida que ascendemos en el grupo, debido al menor volumen atómico con lo
cual el nuevo electrón es atraído con más fuerza por parte del núcleo.
PERIODO: Aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha (menor volumen). Los gases
nobles presentan una afinidad electrónica muy baja.
La afinidad electrónica de los no-metales es mayor que la de los metales.
𝑵𝒆
⏟
<⏟
𝑪𝒔 < 𝑁𝑎 <
𝑭
⏟
𝑮𝒂𝒔 𝑵𝒐𝒃𝒍𝒆
𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍
𝑵𝒐−𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍
32.- Dados los siguientes elementos químicos: B (Z = 5), N (Z = 7), F (Z = 9) y Ne (Z = 10)
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟐º
B (Z = 5): 1s22s2 2p1{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟑 𝒐 𝑻é𝒓𝒓𝒆𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟏 )
No-metal
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟐º
N (Z = 11): 1s22s2 2p3{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟓 𝒐 𝑵𝒊𝒕𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐𝒊𝒅𝒆𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟑 )
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟐º
F (Z = 9): 1s22s2 2p5{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟕 𝒐 𝑯𝒂𝒍ó𝒈𝒆𝒏𝒐𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟑 )
No-metal
No-metal
𝑷𝒆𝒓í𝒐𝒅𝒐: 𝟐º
Ne (Z = 10): 1s22s2 2p6{
𝑮𝒓𝒖𝒑𝒐: 𝟏𝟖 𝒐 𝑮𝒂𝒔𝒆𝒔 𝑵𝒐𝒃𝒍𝒆𝒔 (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟔 )
a) Ordénalos de mayor a menor energía de ionización
Gas Noble
La energía de ionización es la energía mínima que hay que suministrar para arrancar un mol de electrones a
un mol de átomos, cuando el elemento se encuentra en estado gaseoso y configuración fundamental (mínima
energía).



Los elementos de mayor energía de ionización son los gases nobles
Dentro de cada periodo la energía de ionización aumenta a medida que nos desplazamos hacia la
derecha (recuerda que éste es el sentido en el que disminuye el volumen atómico)
Dentro de cada grupo la energía de ionización disminuye a medida que descendemos en el mismo
(éste es el sentido en el que aumenta el volumen)
𝑭 > 𝑁 > 𝐵 ⏟
⏟
𝑵𝒆(𝒎𝒂𝒚𝒐𝒓 𝑬𝒊)
𝑵𝒐−𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍𝒆𝒔
b)
𝑮𝒂𝒔 𝑵𝒐𝒃𝒍𝒆
Ordénalos de mayor a menor electronegatividad
La electronegatividad es la fuerza relativa que tienen los átomos para atraer hacia sí los electrones
compartidos en un enlace covalente.
La variación de esta propiedad en la tabla periódica es:



GRUPO: Aumenta a medida que ascendemos en el grupo, debido al menor volumen atómico con lo
cual el nuevo electrón es atraído con más fuerza por parte del núcleo.
PERIODO: Aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha (menor volumen). Los gases
nobles presentan una afinidad electrónica muy baja.
Los no-metales tienen mayor electronegatividad que los no-metales. Los gases nobles tienen una
electronegatividad nula.
𝑭 > 𝑁 > 𝐵>
⏟
𝑵𝒐−𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍𝒆𝒔
⏟
𝑵𝒆
𝑮𝒂𝒔 𝑵𝒐𝒃𝒍𝒆
33- Dado un elemento cualquiera de la tabla periódica, comparar su radio atómico y su energía de ionización:
La variación de estas dos propiedades en la tabla periódica es:
a)
con el elemento de la casilla de la derecha
Radio atómico: tendrá menor radio atómico el elemento de la casilla de la derecha
Energía de ionización: tendrá mayor energía de ionización el elemento de la casilla de la derecha
b)
con el elemento de la casilla de abajo
Radio atómico: tendrá mayor radio atómico el elemento de la casilla de abajo
Energía de ionización: tendrá menor energía de ionización el elemento de la casilla de abajo
34.- Explicar razonadamente cada una de las siguientes observaciones experimentales:
a) Para el aluminio la diferencia entre la tercera y la cuarta energía de ionización es mucho mayor que la
diferencia entre la segunda y la tercera
Dada la configuración electrónica del aluminio, Z (13):1s2 2s2 2p6 3s2 3p1, la tercera energía de ionización
supone perder tres electrones y el aluminio ionizado alcanzaría una configuración de gas noble muy estable.
La cuarta energía de ionización supondría perder un electrón más y por lo tanto la configuración de gas
noble, por lo que será muy alta. Sin embargo cuando el aluminio ha perdido dos electrones (segunda energía
de ionización) su configuración está a un electrón de alcanzar la configuración de gas noble, por lo que se
necesitará poca energía para alcanzar la configuración de gas noble perdiendo un tercer electrón (tercera
energía de ionización.
𝟏ª 𝑬.𝑰.
𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 𝟑𝒔𝟐 𝟑𝒑𝟏 →
𝟐ª 𝑬.𝑰.
𝟑ª 𝑬.𝑰.
𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 𝟑𝒔𝟐 →
𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 𝟑𝒔𝟏 →
𝟒ª 𝑬.𝑰.
𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 →
⏟
𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟓
𝒄𝒐𝒏𝒇.𝒈𝒂𝒔 𝒏𝒐𝒃𝒍𝒆
b)
El valor de la primera energía de ionización es mayor para el magnesio que para el sodio; sin embargo,
para la segunda energía de ionización sucede lo contrario.
𝟏ª 𝑬.𝑰.
𝑴𝒈 (𝒁 = 𝟏𝟐): 𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 𝟑𝒔𝟐 →
𝟐ª 𝑬.𝑰.
𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 𝟑𝒔𝟏 →
𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔
⏟
𝒄𝒐𝒏𝒇.𝒈𝒂𝒔 𝒏𝒐𝒃𝒍𝒆
𝟏ª 𝑬.𝑰.
𝑵𝒂 (𝒁 = 𝟏𝟏): 𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 𝟑𝒔𝟏 →
𝟐ª 𝑬.𝑰.
𝟏𝒔
⏟ 𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 →
𝟏𝒔𝟐 𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟓
𝒄𝒐𝒏𝒇.𝒈𝒂𝒔 𝒏𝒐𝒃𝒍𝒆
La primera energía de ionización del sodio es más baja que la del magnesio ya que la pérdida de un electrón
supone que el catión Na+ adquiera una configuración de gas noble, muy estable.
Sin embargo la segunda energía de ionización es menor para el magnesio, ya que al perder dos electrones y
formar el ion Mg+2 alcanza una configuración de gas noble, muy estable, mientras que la pérdida de un
segundo electrón en el sodio supone la pérdida de la configuración de gas noble, por lo que su segunda
energía de ionización será muy alta.