Actividadesestructuraatomica

ACTIVIDADES TEMAS 12 Y 13: ESTRUCTURA ATÓMICA, SISTEMA PERIÓDICO
1
Según el modelo atómico de Bohr, ¿cómo se ordenan los distintos niveles de energía en los que pueden
encontrarse los electrones?
El orden de los distintos niveles de energía se indica mediante el llamado “número cuántico principal”, que se
representa por “n”, y toma los siguientes valores:
n = 1: nivel de menor energía, también llamado capa K,
n = 2: siguiente nivel de energía, también llamado capa L,
n = 3: siguiente nivel de energía, también llamado capa M,
n = 4: siguiente nivel de energía, también llamado capa N,
etc.
2
Explica la diferencia entre un espectro de absorción y uno de emisión. Pon ejemplos de ellos.
Un espectro de emisión está compuesto por las radiaciones electromagnéticas que emite directamente un cuerpo
al excitar sus átomos, por ejemplo mediante una llama, un arco eléctrico, una chispa, etc.
Un espectro de absorción es el constituido por las radiaciones que absorbe un cuerpo o sustancia, que puede
encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso, aunque se recurre muy frecuentemente a su estudio en disolución.
Un ejemplo sería el espectro de luz procedente de una fuente de luz continua tras atravesar un gas.
3
¿Qué es un espectro?
Es la descomposición en radiaciones simples del conjunto de radiaciones emitidas (espectro de emisión) o
absorbidas (espectro de absorción) por un cuerpo.
4
¿Qué utilidad tienen los espectros de absorción y de emisión?
Las radiaciones que componen el espectro de emisión y el de absorción de un elemento son características de
dicho elemento y pueden servir para identificarlo.
5
Explica brevemente el modelo atómico de Bohr.
Según Bohr:
- Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija.
- En éstas órbitas los electrones se mueven sin perder energía.
- Sólo están permitidas determinadas órbitas: aquellas cuya energía tome ciertos valores restringidos.
6
¿Cómo se puede denominar también a las órbitas permitidas según el modelo atómico de Bohr?
Las órbitas permitidas se pueden denominar también niveles de energía o capas.
7
¿Cómo puede un electrón cambiar a un nivel de energía superior?
Cuando un electrón absorbe energía electromagnética, pasa a un nivel de energía mayor.
8
¿Qué le sucede a un electrón si cae a un nivel de energía inferior?
Cuando un electrón cae a un nivel de energía inferior, emite energía electromagnética.
9
¿Puede decirse que la manera de situarse un habitante en un edificio de plantas es análoga a cómo se
disponen los electrones en un átomo, según el modelo de Bohr?
Sí, puesto que, de la misma forma que el habitante sólo puede vivir en uno de los pisos del edificio, los electrones
sólo pueden estar en algunas de las órbitas de energía restringida posibles. Si el habitante se traslada a un piso
superior, aumenta su energía potencial. De un modo similar, si el electrón pasa a una órbita más alta, su energía se
incrementa en una cantidad determinada.
10 Según el modelo atómico de Bohr, ¿cómo se origina un espectro de absorción?
El espectro de absorción se origina cuando un electrón absorbe la energía de un fotón y asciende desde su nivel a
otro de mayor energía.
11 Según el modelo atómico de Bohr, ¿cómo se originan los espectros de emisión?
Los espectros de emisión se deben a las radiaciones que emite un electrón excitado en un nivel alto al descender a
otro nivel de energía inferior.
1
12 ¿Qué es una órbita?
Es una trayectoria definida del electrón. Fue propuesta, con diversas variantes, por Rutherford, Bohr, Sommerfeld y
otros investigadores, para explicar el movimiento de los electrones en el átomo.
13 ¿Qué es un orbital?
Es una función de onda que describe, en términos de probabilidad, la posición del electrón de una determinada
energía. Por extensión, se asigna también este nombre a la zona del espacio en la que existe una probabilidad
elevada (99 %) de encontrar el electrón.
14 ¿Cuántos orbitales hay en el nivel de energía n = 2?
l
0
2 l 1 2 0 1 1
l
1
2 l 1 2 1 1 3
Para n = 2 los valores de l son:
En total habrá 1 + 3 = 4 orbitales
15 ¿Cuántos orbitales hay en el nivel de energía n = 4?
l 0
2 l 1 2 0 1 1
l
1
2 l 1 2 1 1 3
l
2
2 l 1 2 2 1 5
l
3
2 l 1 2 3 1 7
Para n = 4 se tiene:
En total habrá 1 + 3 + 5 + 7 = 16 orbitales
16 ¿Cuál es el máximo número de electrones que pueden encontrarse en el nivel de energía n = 1?
l 0
2 l 1 2 0 1 1
Para n = 3 se tiene:
En total habrá 1 orbital. Según el principio de exclusión de Pauli en cada orbital sólo caben, como mucho, dos
electrones. Por tanto el número máximo de electrones será: 1 · 2 = 2 electrones
17 ¿Cuál es el máximo número de electrones que pueden encontrarse en el nivel de energía n = 3?
Solución:
l
0
2 l 1 2 0 1 1
l
1
2 l 1 2 1 1 3
l
2
2 l 1 2 2 1 5
Para n = 3 se tiene:
En total habrá 1 + 3 + 5 = 9 orbitales. Según el principio de exclusión de Pauli en cada orbital sólo caben, como
mucho, dos electrones. Por tanto el número máximo de electrones será: 9 · 2 = 18 electrones
18 ¿En qué se diferencian y en que se parecen los orbitales 3px, 3py, y 3pz?
Los orbitales 3px, 3py, y 3pz tienen el mismo número cuántico principal, n = 3, por lo que tienen el mismo tamaño.
Por otro lado, también coinciden en su número cuántico secundario (l = 1
orbitales p) por lo que coinciden
también en su forma. La única diferencia estriba en su orientación; cada uno, según un eje de coordenadas.
19 ¿En qué se diferencian y en que se parecen los orbitales 2s, 3s, y 4s?
Los orbitales 2s, 3s, y 4s coinciden en su número cuántico secundario (l = 0 => orbitales s), por lo que tienen la
misma forma (esférica, y por tanto, la misma orientación). Se diferencian en el tamaño, pues el número cuántico
que indica esta propiedad, n, es distinto para cada uno de los orbitales.
20 Escribe, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos:
Cl (Z = 17); Ba (Z = 56); Ca (Z = 20); I (Z = 53).
En primer lugar, es preciso considerar el número de electrones de que disponemos en cada caso; al ser todos
átomos neutros, el número de electrones es el mismo que el número de protones, es decir, Z.
2
El orden de llenado es en orden creciente de números (n+l), y para valores iguales de éstos, se llena antes el de
menor número n.
Cl (Z 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ba (Z
56)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Ca (Z
20)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
I (Z
53)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5
21 Escribe, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los siguientes cationes:
+
+2
+3
+4
K (Z = 19); Mg (Z = 12); Fe (Z = 26); Pd (Z = 46).
En primer lugar, es preciso considerar el número de electrones de que disponemos en cada caso.
+
El ion K tiene carga +1, por lo que tiene un electrón menos que protones, es decir, 18.
+2
El ion Mg tiene carga +2, por lo que tiene dos electrones menos que protones, es decir, 10.
+3
El ion Fe tiene carga +3, por lo que tiene tres electrones menos que protones, es decir, 23.
+4
El ion Pd tiene carga +4, por lo que tiene cuatro electrones menos que protones, es decir, 42.
El orden de llenado es en orden creciente de números (n+l), y para valores iguales de éstos, se llena antes el de
menor número n.
Teniendo en cuenta todo lo anterior, podemos escribir las configuraciones siguientes:
K (Z 19 19 p y 18 e- ) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Mg
2
Fe 3 (Z
Pd
4
12 p y 10 e- )
1s2 2s2 2p6
26
26 p y 23 e- )
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
46
46 p y 42 e- )
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d4
(Z 12
(Z
22 Indica a qué átomos neutros corresponden las siguientes configuraciones electrónicas:
2
2
2
2
4
2
2
6
1
2
2
6
2
6
a) 1s 2s
b) 1s 2s 2p
c) 1s 2s 2p 3s
d) 1s 2s 2p 3s 3p
a) Esta configuración incluye 4 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 4 protones, es decir, el que
tenga número atómico Z = 4, que corresponde al berilio (Be).
b) Esta configuración incluye 8 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 8 protones, es decir, el que
tenga número atómico Z = 8, que corresponde al oxígeno (O).
c) Esta configuración incluye 11 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 11 protones, es decir, el
que tenga número atómico Z = 11, que corresponde al sodio (Na).
d) Esta configuración incluye 18 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 18 protones, es decir, el
que tenga número atómico Z = 18, que corresponde al argón (Ar).
23 Indica a qué átomos neutros corresponden las siguientes configuraciones electrónicas:
2
2
2
2
5
2
2
6
2
6
2
2
2
6
2
6
5
2
a) 1s 2s 2p
b) 1s 2s 2p
c) 1s 2s 2p 3s 3p 4s
d) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2
2
a) La configuración 1s 2s 2p incluye 5 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 5 protones, es decir,
el que tenga número atómico Z = 5, que corresponde al boro (B).
2
2
5
b) La configuración 1s 2s 2p incluye 9 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 9 protones, es
decir, el que tenga número atómico Z = 9, que corresponde al flúor (F).
2
2
6
2
6
2
c) La configuración 1s 2s 2p 3s 3p 4s incluye 20 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 20
protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 20, que corresponde al calcio (Ca).
2
2
6
2
6
5
2
d) La configuración 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s incluye 25 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 25
protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 25, que corresponde al manganeso (Mn).
24 Indica a qué iones mononegativos corresponden las siguientes configuraciones electrónicas:
2
2
2
2
4
2
2
6
1
2
2
6
2
6
a) 1s 2s
b) 1s 2s 2p
c) 1s 2s 2p 3s
d) 1s 2s 2p 3s 3p
Los iones mononegativos que pueden tener estas configuraciones serán los que tienen una unidad menos de
número atómico, pues habrían ganado un electrón.
2
2
a) La configuración 1s 2s incluye 4 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta configuración
es el que tiene 3 protones, es decir, el de número atómico Z = 3, que corresponde al litio (Li ).
2
2
4
b) La configuración 1s 2s 2p incluye 8 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta
configuración es el que tiene 7 protones, es decir, el de número atómico Z = 7, que corresponde al nitrógeno (N ).
2
2
6
1
c) La configuración 1s 2s 2p 3s incluye 11 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta
configuración es el que tiene 10 protones, es decir, el de número atómico Z = 10, que corresponde al neón (Ne ).
2
2
6
2
6
d) La configuración 1s 2s 2p 3s 3p incluye 18 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta
configuración es el que tiene 17 protones, es decir, el de número atómico Z = 17, que corresponde al cloro (Cl ).
3
25 Escribe la estructura electrónica de los elementos F (Z = 9) y Na (Z = 11) por medio de la notación de
subniveles energéticos.
Primero se escriben las configuraciones electrónicas y después se distribuyen los electrones en los subniveles
energéticos colocándolos según el criterio de Pauli: “No puede haber más de dos electrones en cada subnivel
energético”.
F (Z 9) 1s2 2s2 2p5
a) Para el flúor:
Na (Z 11)
1s2 2s2 2p6 3s1
b) Para el sodio:
26 Escribe la estructura electrónica de los elementos Be (Z = 4) y Cl (Z = 17) por medio de la notación de
subniveles energéticos.
Solución:
Primero se escriben las configuraciones electrónicas y después se distribuyen los electrones en los subniveles
energéticos colocándolos según el criterio de Pauli: “No puede haber más de dos electrones en cada subnivel
energético”.
Be (Z 4) 1s2 2s2
a) Para el berilio:
: Cl (Z 17)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
b) Para el cloro
4
27 ¿Cómo están colocados los elementos en el sistema periódico?
Se colocan por orden creciente de su número atómico, de modo que en una misma columna estén colocados
aquellos elementos que posean propiedades químicas similares. Las columnas de la tabla se denominan grupos, y
las filas, períodos.
28 ¿Qué similitudes existen entre átomos del mismo grupo? ¿Y entre los del mismo período?
Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares, pues todos poseen el mismo número de
electrones en su capa más externa.
Los elementos del mismo período tienen el mismo número cuántico principal en su capa más externa, es decir, el
mismo nivel de energía.
29 Explica cuáles de estas afirmaciones son correctas y cuáles son falsas:
a) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando pierde protones en el núcleo.
b) Un átomo se transforma en su ion positivo cuando pierde electrones en su corteza.
c) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando pierde electrones en la corteza.
d) Un átomo se transforma en su ion positivo cuando gana protones en el núcleo.
e) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando gana electrones en la corteza.
a) Falso.
b) Correcto. A ese átomo con defecto de electrones en su corteza se le denomina catión.
c) Falso.
d) Falso.
e) Correcto. A ese átomo con exceso de electrones en su corteza se le denomina anión.
30 Relaciona los siguientes tipos de elementos de la tabla periódica con sus correspondientes características,
según su facilidad para perder o ganar electrones:
a) No metales
1) Se transforman fácilmente en iones positivos.
b) Inertes
2) Se transforman con dificultad en iones positivos.
c) Semimetales
3) Se transforman fácilmente en iones negativos.
d) Metales
4) No forman iones de ningún tipo.
a) No metales
b) Inertes
c) Semimetales
d) Metales
3) Se transforman fácilmente en iones negativos.
4) No forman iones de ningún tipo.
2) Se transforman con dificultad en iones positivos.
1) Se transforman fácilmente en iones positivos.
31 Relaciona los siguientes elementos de la tabla periódica con su correspondiente configuración electrónica:
2
10 6
a) Gas noble
1) 6s 5d 4f
2
4
b) Metal de transición
2) 5s 5p
2
c) Metal de transición interna
3) 1s
2
1
d) Elemento representativo
4) 4s 3d
a) Gas noble
b) Metal de transición
c) Metal de transición interna
d) Elemento representativo
2
3) 1s
2
1
4) 4s 3d
2
10 6
1) 6s 5d 4f
2
4
2) 5s 5p
5
32 Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas:
2
6
a) El helio no es un gas noble, pues la configuración electrónica de su capa de valencia no es ns np .
b) Los gases nobles son los elementos que tienen los subniveles s y p llenos.
c) Los elementos representativos apenas participan en reacciones químicas.
2
6
d) La configuración electrónica de la capa de valencia de los gases nobles es ns np .
e) Los gases nobles son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital s o en un orbital p.
f) Los elementos representativos forman el grupo B del sistema periódico.
a) Falso, el helio es una excepción respecto al resto de los gases nobles, pues para n = 1 no existen orbitales p.
b) Cierto.
c) Falso, los gases nobles son los que apenas participan en reacciones químicas.
d) Cierto.
e) Falso, esta característica corresponde a los elementos representativos.
f) Falso, los elementos representativos forman el grupo A del sistema periódico.
33 Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas:
2
a) Los elementos representativos tienen una configuración electrónica de la capa de valencia del tipo: ns
10
x
(n-1)d (n-2)f (x = 1, 2,…, 14)
b) Los gases nobles pueden incluirse en el grupo de los elementos representativos.
c) Los metales de transición son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital d.
d) Los metales de transición interna son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital d.
e) Los metales de transición interna tienen una configuración electrónica de la capa de valencia del tipo
2
10
x
siguiente: ns (n-1)d (n-2)f (x = 1, 2,…, 14).
f) Los metales de transición forman el grupo A del sistema periódico.
x
x
a) Falso, pues su configuración electrónica más externa es del tipo: ns (x = 1, 2) o np (x = 1, 2,…, 6).
b) Cierto.
c) Cierto.
d) Falso, los metales de transición interna son los que su último electrón se aloja en un orbital f.
e) Cierto.
f) Falso, los metales de transición forman el grupo B del sistema periódico.
34 Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas:
a) Los metales de transición interna son los elementos que tienen los subniveles s y p llenos.
b) Los metales de transición interna se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales f.
2
6
c) La configuración electrónica de la capa de valencia de los metales de transición es ns np .
d) Los metales de transición se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales p.
e) Los metales de transición interna pueden incluirse en el grupo de los elementos representativos.
f) Los metales de transición interna son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital f.
a) Falso, esta característica corresponde a los gases nobles.
b) Cierto.
c) Falso, esta configuración electrónica corresponde a los gases nobles.
d) Falso, los metales de transición se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales d.
x
x
e) Falso, los elementos representativos tienen una configuración electrónica externa del tipo: ns (x = 1, 2) o np (x
= 1, 2,…, 6).
f) Cierto.
35 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: litio (Z =
3), manganeso (Z = 25), aluminio (Z = 13) y titanio (Z = 22). ¿Cuáles de ellos son elementos representativos?
Li (Z
Mn (Z
3)
25)
1s2 2s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Al (Z
13)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Ti (Z
22)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Son elementos representativos el litio y el aluminio, pues tienen su último electrón en un orbital s o en un orbital p.
36 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: berilio (Z
= 4), neón (Z = 10), fósforo (Z = 15) y circonio (Z = 40). ¿Cuáles de ellos son gases nobles?
6
Solución:
Be (Z 4)
Ne (Z 10)
P (Z 15)
Zr (Z
40)
1s2 2s2
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
El único gas noble es el neón, pues es el único elemento que tiene los subniveles s y p llenos.
37 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: sodio (Z
= 11), argón (Z = 18), carbono (Z = 6) y hierro (Z = 26) ¿Cuáles de ellos son metales de transición?
Na (Z
11)
1s2 2s2 2p6 3s1
Ar (Z
18)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
C (Z
Fe (Z
6)
26)
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
El único metal de transición es el hierro, pues tiene su último electrón en un orbital d.
38 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: uranio (Z
= 92), boro (Z = 5), escandio (Z = 21) y cerio (Z = 58). ¿Cuáles de ellos son metales de transición interna?
U (Z
92)
B (Z
5)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 14 5d10 6p6 7s2 6d15f 3
1s2 2s2 2p1
Sc (Z
21)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Ce (Z
58)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f 1
Son metales de transición interna el uranio y el cerio, pues tienen su último electrón en un orbital f.
39 Escribir las configuraciones electrónicas, así como las fórmulas, de los iones más estables que pueden
formar el berilio, el flúor, el sodio y el selenio, cuyas configuraciones electrónicas son:
2
2
2
2
5
2
2
6
1
2
2
6
2
6
2
10
4
a) Be: 1s 2s
b) F: 1s 2s 2p
c) Na: 1s 2s 2p 3s
d) Se: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Las configuraciones electrónicas más estables son las de tipo gas noble. Así pues:
a) El berilio (Be) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo 2 electrones. Formará, pues, iones
+2
2
Be , cuya configuración electrónica será: 1s (igual que la del helio).
b) El flúor (F) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando 1 electrón. Formará, pues, iones F ,
2
2
6
cuya configuración electrónica será: 1s 2s 2p (igual que la del neón).
c) El sodio (Na) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo 1 electrón. Formará, pues, iones
+
2
2
6
Na , cuya configuración electrónica será: 1s 2s 2p (igual que la del neón).
d) El selenio (Se) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando 2 electrones. Formará, pues, iones
-2
2
2
6
2
6
2
10
6
Se , cuya configuración electrónica será: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p (igual que la del criptón).
40 Escribir las configuraciones electrónicas, así como las fórmulas, de los iones más estables que pueden
formar el magnesio, el azufre, el rubidio y el bromo, cuyas configuraciones electrónicas son:
2
2
6
2
2
2
6
2
4
2
2
6
2
6
2
10
6
1
a) Mg: 1s 2s 2p 3s
b) S: 1s 2s 2p 3s 3p c) Rb: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s
2
2
6
2
6
2
10
5
d) Br: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Las configuraciones electrónicas más estables son las de tipo gas noble. Así pues:
a) El magnesio (Mg) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo 2 electrones. Formará, pues,
+2
2
2
6
iones Mg , cuya configuración electrónica será: 1s 2s 2p (igual que la del neón).
b) El azufre (S) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando 2 electrones. Formará, pues, iones S
2
2
2
6
2
6
, cuya configuración electrónica será: 1s 2s 2p 3s 3p (igual que la del argón).
c) El rubidio (Rb) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo 1 electrón. Formará, pues, iones
+
2
2
6
2
6
2
10
6
Rb , cuya configuración electrónica será: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p (igual que la del criptón).
d) El bromo (Br) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando 1 electrón. Formará, pues, iones Br-,
2
2
6
2
6
2
10
6
cuya configuración electrónica será: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p (igual que la del criptón).
7
41 Halla el número atómico y el símbolo de los siguientes iones, así como el período al que pertenecen:
+2
2
2
6
2
6
a) Un ion dipositivo X , cuya configuración electrónica es 1s 2s 2p 3s 3p
+1
2
b) Un ion monopositivo Y , cuya configuración electrónica es 1s
a) Este ion posee 18 electrones. Dado que tiene una carga neta de +2, el átomo neutro debe tener 20 protones. Por
tanto su número atómico será Z = 20; es decir, se trata del calcio, cuyo símbolo es Ca.
Pertenece al 4º período, pues los dos electrones que le faltan para ser un átomo neutro deberían colocarse en el
orbital siguiente, por orden energético, al 3p (que está completo). Dicho orbital es el 4s, cuyo número cuántico
principal es n = 4 y, por tanto, corresponde al 4º período.
b) Este ion posee 2 electrones. Dado que tiene una carga neta de +1, el átomo neutro debe tener 3 protones. Por
tanto su número atómico será Z = 3; es decir, se trata del litio, cuyo símbolo es Li.
Pertenece al 2º período, pues el electrón que le falta para ser un átomo neutro debería colocarse en el orbital
siguiente, por orden energético, al 1s (que está completo). Dicho orbital es el 2s cuyo número cuántico principal es
n = 2 y, por tanto, corresponde al 2º período.
42 Halla el número atómico y el símbolo de los siguientes iones, así como el período al que pertenecen:
-2
2
2
6
a) Un ion dinegativo X , cuya configuración electrónica es 1s 2s 2p
-1
2
b) Un ion mononegativo Y , cuya configuración electrónica es 1s
a) Este ion posee 10 electrones. Dado que tiene una carga neta de -2, el átomo neutro debe tener 8 protones. Por
tanto su número atómico será Z = 8; es decir, se trata del oxígeno, cuyo símbolo es O.
Pertenece al 2º período, pues la última capa ocupada es la segunda.
b) Este ion posee 2 electrones. Dado que tiene una carga neta de -1, el átomo neutro debe tener 1 protón. Por
tanto su número atómico será Z = 1; es decir, se trata del hidrógeno, cuyo símbolo es H.
er
Pertenece al 1 período, pues la última capa ocupada es la primera.
43 ¿Qué favoreció el estudio del sistema periódico y permitió demostrar la similitud entre elementos de un
mismo grupo?
La introducción del concepto de orbital por la mecánica cuántica permitió comprobar las similitudes de los
elementos que pertenecían a un mismo grupo.
44 ¿Qué similitudes existen entre las configuraciones electrónicas de los elementos de un mismo grupo?
Todos los elementos de un mismo grupo poseen configuraciones electrónicas en las que el número de electrones
que hay en la última capa es el mismo. Además, dichos electrones se alojan en orbitales del mismo tipo.
45 ¿Cómo se denomina a la capa más externa de un elemento?
La capa más externa de un elemento se denomina capa de valencia.
46 ¿Cómo se denomina a los electrones de un elemento que están alojados en la capa más externa?
Los electrones de un elemento que están alojados en la capa más externa se conocen como electrones de
valencia.
47 ¿En qué se parecen los átomos de un mismo grupo?
Los átomos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, pues todos poseen el mismo número de
electrones en su capa de valencia; es decir, poseen los mismos electrones de valencia.
48 ¿Con qué se relacionan las propiedades químicas de un elemento?
Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más
externa.
49 ¿Qué elementos forman el grupo 1 (IA) del sistema periódico?, ¿cuál es su configuración electrónica más
externa?, ¿cuántos electrones de valencia tienen? y ¿qué nombre recibe este grupo de elementos?
Solución:
Los elementos que forman el grupo IA del sistema periódico son: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb),
1
cesio (Cs) y francio (Fr). La configuración electrónica más externa es ns . Todos tienen 1 electrón de valencia.
Pertenecen al grupo de los metales alcalinos.
8
50 ¿Qué elementos forman el grupo VIIA (17) del sistema periódico?, ¿cuál es su configuración electrónica
más externa?, ¿cuántos electrones de valencia tienen? y ¿qué nombre recibe este grupo de elementos?
Los elementos que forman el grupo VIIA del sistema periódico son: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), y
2
5
astato (At). La configuración electrónica más externa es ns np . Todos tienen 7 electrones de valencia. Pertenecen
al grupo de los halógenos.
51 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: berilio (Z
= 4), magnesio (Z = 12), calcio (Z = 20) y bario (Z = 56) y razona a qué grupo pertenecen.
1s2 2s2
Be (Z
4)
Mg (Z
12)
1s2 2s2 2p6 3s2
Ca (Z
20)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Ba (Z
56)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo IIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen 2 electrones
2
de valencia, siendo su configuración más externa: ns . Éste es el grupo de los llamados alcalino-térreos.
52 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: flúor (Z =
9), cloro (Z = 17), bromo (Z = 35) y yodo (Z = 53) y razona a qué grupo pertenecen.
1s2 2s2 2p5
F (Z
9)
Cl (Z
17)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Br (Z
35)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
I (Z
53)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5
Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo VIIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen 7 electrones
2
5
de valencia, siendo su configuración más externa: ns np . Este es el grupo de los llamados halógenos.
53 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: oxígeno
(Z = 8), azufre (Z = 16), selenio (Z = 34) y telurio (Z = 52) y razona a qué grupo pertenecen.
O (Z
8)
S (Z
16)
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Se (Z
34)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4
Te (Z
52)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4
Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo VIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen 6 electrones
2
4
de valencia, siendo su configuración más externa: ns np . Este es el grupo de los llamados anfígenos.
54 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce
cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo período, indicando los electrones de valencia, así
como el nombre y símbolo de cada uno de ellos.
2
2
6
2
T: 1s 2s 2p 3s
2
2
6
2
3
X: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
6
2
Y: 1s 2s 2p 3s 3p 4s
2
2
6
2
6
2
10
3
Z: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Pertenecerán al mismo grupo los que tengan la misma configuración electrónica en su capa de valencia; y al
mismo período, los que tengan el mismo número cuántico principal n.
Siguiendo este criterio:
2
T e Y pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns . Ambos tienen 2
electrones de valencia.
2
3
X y Z pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns np . Ambos
tienen 5 electrones de valencia.
Por otro lado:
T y X pertenecen al mismo período, el 3º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 3.
9
Y y Z pertenecen al mismo período, el 4º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 4.
Al ser átomos neutros, el número de electrones coincide con el de protones, y por tanto, con el número atómico.
Así podremos identificar cada uno de ellos.
+
T: tiene 12 e y 12 p , por tanto, Z = 12: corresponde al magnesio (Mg).
+
X: tiene 15 e y 15 p , por tanto, Z = 15: corresponde al fósforo (P).
+
Y: tiene 20 e y 20 p , por tanto, Z = 20: corresponde al calcio (Ca).
+
Z: tiene 33 e y 33 p , por tanto, Z = 33: corresponde al arsénico (As).
55 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce
cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo período, indicando los electrones de valencia, así
como el nombre y símbolo de cada uno de ellos.
2
2
6
2
1
T: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
4
X: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
6
2
10
1
Y: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
2
2
6
2
6
2
10
4
Z: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Pertenecerán al mismo grupo los que tengan la misma configuración electrónica en su capa de valencia; y al
mismo período, los que tengan el mismo número cuántico principal n.
Siguiendo este criterio:
2
1
T e Y pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns np . Ambos
tienen 3 electrones de valencia.
2
4
X y Z pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns np . Ambos
tienen 6 electrones de valencia.
Por otro lado:
T y X pertenecen al mismo período, el 3º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 3.
Y y Z pertenecen al mismo período, el 4º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 4.
Al ser átomos neutros, el número de electrones coincide con el de protones, y por tanto, con el número atómico.
Así podremos identificar cada uno de ellos.
+
T: tiene 13 e y 13 p , por tanto, Z = 13: corresponde al aluminio (Al).
+
X: tiene 16 e y 16 p , por tanto, Z = 16: corresponde al azufre (S).
+
Y: tiene 31 e y 31 p , por tanto, Z = 31: corresponde al galio (Ga).
+
Z: tiene 34 e y 34 p , por tanto, Z = 34: corresponde al selenio (Se).
56 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce
cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalinos, cuáles al grupo de los térreos y cuáles al grupo de los
gases nobles.
2
2
6
2
6
2
1
Q: 1s 2s 2p 3s 3p
R: 1s 2s
2
2
6
2
1
2
2
6
1
T: 1s 2s 2p 3s 3p
X: 1s 2s 2p 3s
2
2
6
2
6
2
10
1
2
2
6
2
6
2
10
6
Y: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Z: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
1
El grupo de los metales alcalinos es el grupo IA y su configuración electrónica más externa es ns . Por tanto, a este
grupo pertenecerán los elementos R y X.
2
1
El grupo de los térreos es el grupo IIIA y su configuración electrónica más externa es ns np . Por tanto, a este
grupo pertenecerán los elementos T e Y.
2
6
El grupo de los gases nobles es el grupo VIIIA y su configuración electrónica más externa es ns np . Por tanto, a
este grupo pertenecerán los elementos Q y Z.
57 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce
cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalino-térreos, cuáles al grupo de los carbonoideos y cuáles al
grupo de los halógenos.
2
2
6
2
2
2
2
Q: 1s 2s 2p 3s 3p
R: 1s 2s
2
2
6
2
5
2
2
6
2
T: 1s 2s 2p 3s 3p
X: 1s 2s 2p 3s
2
2
6
2
6
2
10
2
2
2
6
2
6
2
10
5
Y: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Z: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
2
El grupo de los metales alcalino-térreos es el grupo IIA y su configuración electrónica más externa es ns . Por
tanto, a este grupo pertenecerán los elementos R y X.
2
2
El grupo de los carbonoideos es el grupo IVA y su configuración electrónica más externa es ns np . Por tanto, a
este grupo pertenecerán los elementos Q e Y.
2
5
El grupo de los halógenos es el grupo VIIA y su configuración electrónica más externa es ns np . Por tanto, a este
grupo pertenecerán los elementos T y Z
58 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce
cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalino-térreos, cuáles al grupo de los carbonoideos y cuáles al
10
grupo de los halógenos.
2
2
6
2
2
Q: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
X: 1s 2s 2p 3s
2
2
R: 1s 2s
2
2
6
2
6
2
10
2
Y: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
2
2
6
2
5
T: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
6
2
10
5
Z: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
2
El grupo de los metales alcalino-térreos es el grupo IIA y su configuración electrónica más externa es ns . Por
tanto, a este grupo pertenecerán los elementos R y X.
2
2
El grupo de los carbonoideos es el grupo IVA y su configuración electrónica más externa es ns np . Por tanto, a
este grupo pertenecerán los elementos Q e Y.
2
5
El grupo de los halógenos es el grupo VIIA y su configuración electrónica más externa es ns np . Por tanto, a este
grupo pertenecerán los elementos T y Z
59 El Praseodimio (Pr) está formado, en la naturaleza, por tres isótopos de masas 140,7245 u; 135,0439 u y
138,0506 u. La abundancia relativa a cada uno es 99,37 %; 0,0023 % y 0,689 %, respectivamente. Con estos
datos calcula la masa del Praseodimio.
Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes:
A1 % 1 A 2 % 2 A 3 % 3
Mat (Pr)
100
140,7245 99,37 135,0439 0,0023 138,0506 0,689
Mat (Pr)
140,79 u
100
60 El Uranio está formado, en la naturaleza, por tres isótopos de masas 234,0409 u; 235,0439 u y 238,0508 u.
La abundancia relativa a cada uno es 0,0057 %; 0,72 % y 99,27 %, respectivamente. Con estos datos calcula
la masa atómica del Uranio.
Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes:
Mat (U)
Mat (U)
A1 % 1 A 2 % 2 A 3 % 3
100
234,0409 0,0057 235,0439 0,72 238,0508 99,27
100
238,02 u
61
El Cloro tiene dos isótopos: el 75,53 % de los átomos de una muestra son de
34,96885 u, y el 24,47 % restante son de
37
17
35
17
Cl
, cuya masa es de
Cl
, de masa 36,96590 u. Calcular el peso atómico del cloro.
Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes:
A1 % 1 A 2 % 2 34,96885 75,53 36,96590 24,47
Mat (Cl)
35,45 u
100
100
62 Completar la tabla siguiente consultando la tabla periódica:
Elemento
Z
A
Nº protones
Nº Neutrones
Nº electrones
Notación
197
79
fósforo
Au
30
18
21
20
29
19
36
59
27
Co 3
Teniendo en cuenta que A = Z + N, y que la carga iónica es igual a la carga aportada por los electrones más la
aportada por los protones:
11
Elemento
Z
A
Nº protones
Nº Neutrones
Nº electrones
Notación
oro
79
197
79
118
79
197
79
fósforo
15
30
15
15
15
argón
18
39
18
21
18
39
18
Ar
potasio
19
39
19
20
19
39
19
K
cobre
29
65
29
36
29
cobalto
27
59
27
32
24
Au
30
15
65
29
59
27
P
Cu
Co 3
63 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de
los siguientes aniones:
35
17
Cl -1 ;
35
17
Cl -1
80
35
Br 1 ;168 O 2 ;
31
15
P
3
Número átomico (Z) = 17 protones
Número másico (A) = 35
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 18 neutrones
Carga iónica = -12
nº de electrones = nº de protones + = 18 electrones
80
35
1
Br
Número átomico (Z) = 35 protones
Número másico (A) = 80
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 45 neutrones
Carga iónica = -1
nº de electrones = nº de protones + 1 = 36 electrones
16
8
O
2
Número átomico (Z) = 8 protones
Número másico (A) = 16
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 8 neutrones
Carga iónica = -2
nº de electrones = nº de protones + 2 = 10 electrones
31
15
P
3
Número átomico (Z) = 15 protones
Número másico (A) = 31
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 16 neutrones
Carga iónica = -3
nº de electrones = nº de protones + 3 = 18 electrones
64 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de
los siguientes cationes:
56
2 27
3 9
2 39
1
26 Fe ; 13 Al ; 4 Be ; 19 K
56
26
Fe
2
Número átomico (Z) = 26 protones
Número másico (A) = 56
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 30 neutrones
Carga iónica = +2
nº de electrones = nº de protones - 2 = 24 electrones
27
13
Al
3
Número átomico (Z) = 13 protones
Número másico (A) = 27
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 14 neutrones
12
Carga iónica = +3
9
4
Be
nº de electrones = nº de protones - 3 = 10 electrones
2
Número átomico (Z) = 4 protones
Número másico (A) = 9
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 5 neutrones
Carga iónica = +2
nº de electrones = nº de protones - 2 = 2 electrones
39
19
K
1
Número átomico (Z) = 19 protones
Número másico (A) = 39
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 20 neutrones
Carga iónica = +1
nº de electrones = nº de protones - 1 = 18 electrones
65 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de
los siguientes átomos:
85
24
45
127
37 Rb; 12 Mg; 21 Sc; 53 I;
85
37
Rb
Número átomico (Z) = 37 protones
Número másico (A) = 85
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 48 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 37 electrones
24
12
Mg
Número átomico (Z) = 12 protones
Número másico (A) = 24
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 12 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 12 electrones
45
21
Sc
Número átomico (Z) = 21 protones
Número másico (A) = 45
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 24 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 21 electrones
127
53
I
Número átomico (Z) = 53 protones
Número másico (A) = 127
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 74 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 53 electrones
66 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de
los siguientes átomos:
7
75
10
12
3 Li; 33 As; 5 B; 6 C
7
3
Li
Número átomico (Z) = 3 protones
Número másico (A) = 7
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 3 electrones
75
33
As
Número átomico (Z) = 33 protones
Número másico (A) = 75
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 42 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 33 electrones
13
10
5
B
Número átomico (Z) = 5 protones
Número másico (A) = 10
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 5 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 5 electrones
12
6
C
Número átomico (Z) = 6 protones
Número másico (A) = 12
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 6 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 6 electrones
67 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de
los siguientes átomos:
7
75
10
12
3 Li; 33 As; 5 B; 6 C
7
3
Li
Número átomico (Z) = 3 protones
Número másico (A) = 7
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 3 electrones
75
33
As
Número átomico (Z) = 33 protones
Número másico (A) = 75
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 42 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 33 electrones
10
5
B
Número átomico (Z) = 5 protones
Número másico (A) = 10
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 5 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 5 electrones
12
6
C
Número átomico (Z) = 6 protones
Número másico (A) = 12
A=Z+N
Número de neutrones (N) = A - Z = 6 neutrones
Como es neutro
nº de electrones = nº de protones = 6 electrones
2
2
6
2
5
68 La configuración electrónica de un elemento es: 1s 2s 2p 3s 3p . Indica si se trata de un metal o de un no
metal, a qué grupo del sistema periódico pertenece, su símbolo, un elemento con mayor energía de
ionización y otro con menor que él.
2
5
La configuración de la capa de valencia, 3s 3p , nos muestra su posición en la tabla. Pertenece al 3er período,
indicado por n = 3, y al grupo VIIA, indicado por los 7 electrones de valencia. Por tanto, se trata de un no metal: el
cloro (Cl).
Dos elementos con mayor y con menor energía de ionización que él pueden ser el flúor y bromo respectivamente.
69 Ordena de mayor a menor potencial de ionización los siguientes elementos: Na, Al, Zn, Ga, N, S, P y O.
Teniendo en cuenta que la energía de ionización de los no metales es superior a la de los metales, que disminuye
al aumentar el período y que aumenta al avanzar dentro de un mismo período (de izquierda a derecha), el orden
pedido es: O > N > S > P > Al > Ga > Zn > Na.
+
+2
-
-2
70 K , Ca , Cl , S y Ar tienen el mismo número de electrones. Los números atómicos de sus átomos neutros
son: K (Z =19), Ca (Z =20), Cl (Z =17), S (Z =16) y Ar (Z =18). Ordénalos, según su radio atómico, de mayor a
menor.
14
Solución:
Al tener el mismo número de electrones, el radio atómico dependerá de la atracción que ejerzan los respectivos
núcleos sobre estos electrones. Cuanto más positivo sea el núcleo, menor será el átomo o ion. Por tanto, el orden
es:
-2
+
+2
S > Cl > Ar > K > Ca
71 Ordena en orden de electronegatividad decreciente los siguientes átomos: Mg, B, C, F, O, N y Na.
B, C, N, O y F son elementos no metálicos del 2º período. Su electronegatividad crece de izquierda a derecha del
período, desde el B hasta el F, que es el más electronegativo de todos los elementos. Na y Mg son elementos
metálicos del siguiente período. Sus electronegatividades son menores que las de los anteriores elementos, y la del
magnesio es mayor que la del sodio por estar situado más a la derecha que éste. Por tanto, el orden pedido es: F >
O > N > C > B > Mg > Na.
72 Explica las variaciones de electronegatividad y de radio atómico de los elementos del cuarto período.
El radio atómico disminuye desde K (Z = 19) hasta Br (Z = 35). En el último elemento del período se produce un
aumento del radio debido a que adquiere una configuración electrónica completa, teniendo en cuenta, además, que
los radios atómicos de los gases nobles, que no se unen a otros átomos, son difíciles de comparar con los radios
del resto de los elementos. La variación es mucho más acusada entre los elementos normales (K, Ca, Ga, Ge, As,
Se y Br) que entre los elementos de transición ya que, en éstos, el electrón diferenciador se añade a un orbital
interno y no se debe esperar que afecte en gran medida al radio. Al pasar del Zn al Ga, se produce un aumento
brusco del radio, pues se inicia la disposición de electrones en los orbitales 4p, externos a los 3d, llenados por los
elementos de transición.
+2
73 Ordena de mayor a menor energía de ionización las siguientes especies H, Li, Li . Los números atómicos
de sus átomos neutros son: H (Z =1) y Li (Z =3).
+2
El ion Li mostrará mayor resistencia a perder su único electrón que el H, ya que, aún teniendo ambos un solo
+2
electrón en un orbital 1s, el del Li está bajo la atracción de un núcleo con tres protones, mientras que el del H está
bajo la atracción de un único protón.
En cambio, Li puede perder más fácilmente un electrón que H, puesto que se trata de un electrón 2s y estará más
+2
alejado del núcleo que un electrón 1s, como corresponde al único electrón del ion Li .
+2
Por tanto, el orden es: Li > H > Li
74 Dados: ion cloruro, ion sodio y neón.
a) Escribe su configuración electrónica.
b) Justifica cuál tendrá un radio mayor.
c) Razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón.
Datos: Z(Cl) = 17; Z(Na) = 11; Z(Ne) = 10
a) Las configuraciones electrónicas son:
2
2
6
2
6
17 Cl : 1s 2s 2p 3s 3p
11
Na : 1s 2 2s 2 2p 6
10
Ne : 1s 2 2s 2 2p 6
b) El ion cloruro tendrá mayor radio, puesto que tiene electrones en la capa n = 3. Aunque el sodio neutro tenga un
electrón en esa capa, y dentro de un mismo período los elementos con menor número atómico tengan un radio
mayor, el ion sodio no tiene ese electrón, y por lo tanto su radio es menor.
c) Será más fácil arrancarle un electrón al ion cloruro, por la razón anterior.
75 Justifica la pequeña disminución correspondiente a la energía de ionización entre el nitrógeno (1 400
kJ/mol) y el oxígeno (1 310 kJ/mol), y entre el berilio (900 kJ/mol) y el boro (799 kJ/mol).
2
2
3
El N (1s 2s 2p ) presenta una estabilidad adicional al tener los orbitales 2p semillenos; en cambio, el O posee un
2
2
4
electrón más (1s 2s 2p ) y la pérdida de éste será ligeramente más fácil.
2
2
Del mismo modo, el Be (1s 2s ) presenta una estabilidad adicional al completar el orbital 2s, mientras que el B
2
2
1
tiene su electrón diferenciador situado en un orbital 2p (1s 2s 2p ).
15
76 Sabiendo que las tres primeras energías de ionización, medidas en eV, del Na y del Mg son:
EI1
EI2
EI3
Na
5,1
47,3
71,7
Mg
7,6
15,0
80,1
Explica razonadamente por qué:
a) Para un mismo elemento aumentan las sucesivas energías de ionización.
b) La mayor diferencia entre ellos ocurre en el sodio entre EI1 y EI2, mientras que en el magnesio ocurre
entre EI2 y EI3.
La energía de ionización es la energía necesaria que hay que comunicar a un átomo para arrancarle su electrón
más externo. Por ello, tal y como indican los datos en cada caso, a medida que se van perdiendo electrones se
produce un defecto de carga negativa, por lo que los electrones restantes están más fuertemente atraídos por los
protones del núcleo y cuesta comparativamente más quitar el 2º electrón, luego el 3º, y así sucesivamente.
b) Las mayores diferencias se producen, en ambos casos, cuando procedemos a quitar el electrón de cambio de
capa, pues entonces disminuye la distancia al núcleo, por lo que la fuerza de atracción, que es inversamente
proporcional al cuadrado de la distancia (según la ley de Coulomb), aumenta considerablemente, provocando un
incremento mayor en los valores energéticos. Esto se produce al quitar el 2º electrón al sodio y el 3º al magnesio,
pues en ambos casos pasamos de la 3ª capa a la 2ª.
77 Explica por qué el hierro (Z = 26) tiene un radio atómico más pequeño que el escandio (Z = 21), aunque
tiene más protones, más neutrones y más electrones.
Las configuraciones electrónicas de ambos son:
2
2
6
2
6
2
6
Fe (Z = 26): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
2
1
Sc (Z = 21): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Ambos elementos pertenecen al 4º período de la tabla. Dentro de un mismo período, el radio atómico disminuye a
medida que aumenta el número atómico (de izquierda a derecha). Esto es así porque los electrones que un
elemento tiene de más, respecto a otros elementos anteriores, son colocados en orbitales de un mismo nivel e,
incluso, en orbitales de niveles anteriores (orbitales d o f), de modo que el número mayor de electrones no
corresponde a una mayor distancia de éstos al núcleo. Sin embargo, si que crece la fuerza con la que son atraídos
por núcleos cada vez más positivos (con mayor número de protones) con lo que el radio atómico no sólo no
aumenta, sino que disminuye. Éste es el caso del hierro y del escandio.
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