I) (1, 0, 0, +½); II) (1, 1, II0, +½); ℓ 1. III IV V III ℓ ... · b) En cuanto a la energía...

Problemas de Química 2.º Bachillerato (PAU y EvAU) −Estructura atómica− 10/10/2018 Pág. 1

Licencia Creative Commons 3.0. Autor: Antonio José Vasco Merino

1.– A y B son átomos de distintos elementos situados en el mismo período y que tienen 5 y

7 electrones de valencia, respectivamente. Responda, razonadamente, si las siguientes

afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) A tiene mayor primera energía de ionización que B.

b) B tiene menor afinidad electrónica que A.

c) A tiene mayor radio atómico que B.

2.– Compare los elementos Mg, N, Al y P y responda razonadamente:

a) ¿Cuál tiene el radio atómico menor? ¿Y el mayor carácter metálico?

b) Ordene esos elementos de mayor a menor energía de ionización.

a) El Nitrógeno; el Magnesio ; b) Ei(N) > Ei(P) > Ei(Mg) > Ei(Al).

Solución: a) Teniendo en cuenta la variación de las propiedades periódicas (el radio atómico es

mayor cuanto más a la izquierda y más abajo se encuentra el elemento en la TP) podemos afirmar

que el nitrógeno es el que tiene menor radio atómico:

r(N) ≈ 56 pm < r(P) ≈ 98 pm < r(Al) ≈ 118 pm < r(Mg) ≈ 145 pm.

El carácter metálico, que sigue un crecimiento opuesto al de la electronegatividad, sigue un orden

decreciente que es: Mg (χ ≈ 1,31) > Al (χ ≈ 1,61) > P (χ ≈ 2,19) > N (χ ≈ 3,04).

b) En cuanto a la energía de ionización, el orden debería ser el mismo que el de la electronegatividad

pero, usando los valores reales, el aluminio presenta menor energía de ionización que el magnesio,

puesto que es más “fácil” arrancar un electrón solo y aislado en el nivel 3p del aluminio que arrancar

un electrón de un nivel que está completo, como sucede con el 3s del magnesio.

Ei(N) ≈ 1 402 kJ mol−1 > Ei(P) ≈ 1 012 kJ mol−1 > Ei(Mg) ≈ 738 kJ mol−1 > Ei(Al) ≈ 577 kJ mol−1.

3.– Considerando las configuraciones electrónicas de los átomos: A (1s2 2s2p6 3s1) y

B (1s2 2s2p6 6p1), razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) A y B representan elementos distintos.

b) Se necesita energía para pasar de A a B.

c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A.

a) Falsa; son átomos neutros y tienen el mismo número de electrones ; b) Verdadera; ya que B

es una forma excitada ; c) Verdadera; ya que tiene es su configuración energía extra.

Solución: a) Falsa. Las dos configuraciones tienen 11 electrones, por lo que deben corresponder al

mismo elemento (el sodio, Na).

b) Verdadera. La configuración A es la fundamental y la B es una configuración excitada por lo que

tiene más energía almacenada que la A, que ha debido serle aportada desde el exterior.

c) Verdadera. Al tener la configuración B un electrón excitado se necesita menos energía para

separarle completamente del átomo.

4.– Considerando los elementos con número atómico Z = 9, Z = 11, Z = 15 y Z = 17,

a) escriba sus configuraciones electrónicas e indique la posición de los mismos en la Tabla

periódica (periodo y grupo);

b) ordene en orden creciente los elementos según su radio atómico razonando la respuesta;

c) ordene razonadamente los elementos en orden creciente en función de su energía de

ionización.

a) Z = 9: 1s2 2s2p5, Per 2, G 17; Z = 11: 1s2 2s2p6 3s1, Per 3, G 1; Z = 15: 1s2 2s2p6 3s2p3, Per 3,

G 15; Z = 17: 1s2 2s2p6 3s2p5 , Per 3, G 17 ; b) r(F) < r(Cl) < r(P) < r(Na) ;

c) Ei(Na) < Ei(P) < Ei(Cl) < Ei(F).

Solución: a) Como nos dan el número atómico, podemos saber el número de electrones que tienen

por lo que las configuraciones serán: A: Z = 9 ║ F: 1s2 2s2p5 ; B: Z = 11 ║ Na: 1s2 2s2p6 3s1 ;

C: Z = 15 ║ P: 1s2 2s2p6 3s2p3 ; D: Z = 17 ║ Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5. El flúor pertenece al periodo 2

y grupo 17 (halógenos) ; el sodio pertenece al periodo 3 y grupo 1 (alcalinos) ; el fósforo es del

periodo 3, grupo 15 (nitrogenoideos) ; el cloro es del periodo 3, grupo 17 (halógenos).

b) El radio atómico varía en la TP, dentro del mismo grupo aumentando según aumenta el número

atómico y dentro del mismo periodo aumentando según disminuye Z. Por tanto, el orden pedido es:

r(F) ≈ 42 pm < r(Cl) ≈ 79 pm < r(P) ≈ 98 pm << r(Na) ≈ 190 pm.

c) Partiendo de que, dentro de un periodo, la energía de ionización crece con el número atómico, y

dentro de un grupo aumenta a medida que disminuye el número atómico, el orden pedido será, en

kJ mol−1: Ei(Na) ≈ 496 << Ei(P) ≈ 1 012 < Ei(Cl) ≈ 1 251 < Ei(F) ≈ 1 681.

5.– Considerando los elementos de número atómico 11, 16, 17 y 19,

a) escriba sus configuraciones electrónicas, ubíquelos en la Tabla periódica e indique de qué

tipo de elemento de trata;

b) ¿qué iones formarán? Razónelo;

c) indique cuál de los elementos tiene un mayor potencial de ionización. Razónelo.

a) Na: 1s2 2s2p6 3s1, metal, G 1, Per 3; S: 1s2 2s2p6 3s2p4 , no metal, G 16, Per 3; Cl:

1s2 2s2p6 3s2p5, no metal, G 17, Per 3; K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1, metal, G 1, Per 4 ; b) Na+, S

2−, Cl

−

y K+ ; c) El cloro.

Solución: a) Basándonos en los números atómicos, las configuraciones electrónicas son:

Z = 11 ║ Sodio, Na: 1s2 2s2p6 3s1 ; Z = 16 ║ Azufre, S: 1s2 2s2p6 3s2p4 ; Z = 17 ║ Cloro, Cl:

1s2 2s2p6 3s2p5 ; Z = 19 ║ Potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1. Su posición en la TP es: Na, que es un

metal, grupo 1 (alcalinos), periodo 3 ; S, no metal, grupo 16 (anfígenos), periodo 3 ; Cl, no

metal, grupo 17 (halógenos), periodo 3 ; y K, que es un metal del grupo 1 (alcalinos), periodo 4.

b) El ion más estable del sodio será Na+ y el del potasio será K

+, ya que tienen un electrón “suelto”

en la última capa; el del azufre será el anión S2−

, ya que tiene tendencia a ganar dos electrones que

son los que le faltan para alcanzar la configuración de gas noble; el del cloro será el Cl−, ya que tiene

tendencia a ganar un solo electrón.

c) La primera energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP. Por tanto:

Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1 < Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1 < Ei(S) ≈ 1 000 kJ mol−1 < Ei(Cl) ≈ 1 251 kJ mol−1.

El de mayor potencial de ionización es el cloro.

6.– Considere el elemento cuya configuración electrónica es 1s2 2s2p6 3s2p4.

a) ¿De qué elemento se trata?

b) Justifique el periodo y el grupo de la Tabla periódica a los que pertenece.

c) ¿Cuál será la configuración de su ion más estable?

a) Azufre, S ; b) periodo 3, grupo 16 (Anfígenos) ; c) S2−

: 1s2 2s2p6 3s2p6.

Solución: a) El átomo neutro que se corresponde con esa configuración es el que tiene 16 electrones

y por tanto su número atómico es 16. Es el azufre, S.

b) Pertenece al periodo 3 de la Tabla periódica (por tener electrones hasta ese nivel) y al grupo 16

(anfígenos), al tener 6 electrones en su última capa y tener electrones p.

c) Su configuración más estable será el S2−

: 1s2 2s2p6 3s2p6, ya que por la ubicación en la que se

encuentra de la Tabla periódica le será más fácil captar dos electrones que otras posibilidades.

7.– Considere las cuatro configuraciones electrónicas siguientes:

(A) 1s2 2s2 2p7;

(B) 1s2 2s3;

(C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5;

(D) 1s2 2s2 2p6 3s2.

a) Razone cuál(es) no cumple(n) el principio de exclusión de Pauli.

b) Indique el grupo y el periodo de los elementos a los que pertenecen las configuraciones que

sí lo cumplen e indique su carácter metálico o no metálico.

c) Escriba las posibles combinaciones de números cuánticos para un electrón situado en un

orbital 3d.

d) Justifique cuál será el ion más estable del elemento D.

a) No lo cumplen el A (7 electrones p) y el B (3 electrones s) ; b) Mn (G 7, Per 4);

Mg (G 2, Per 3) ; c) (3, 2, 0, ½), (3, 2, 1, ½), (3, 2, −1, ½), (3, 2, 2, ½) y (3, 2, −2, ½) ;

d) Mg2+

: 1s2 2s2p6.

Solución: a) No cumple el principio de exclusión de Pauli el A (no puede haber siete electrones en

un orbital p) y tampoco el B (no puede haber tres electrones en un orbital s).

b) El elemento al que corresponde la configuración C ha de estar en el grupo 7, periodo 4, y, en

concreto, es el manganeso, Mn. El correspondienta a la configuración D es el magnesio, Mg, que

está en el grupo 2 (alcalinotérreos), periodo 3. Ambos tienen carácter metálico, ya que presentan

tendencia a perder electrones.

c) Un orbital 3d tiene un valor de n = 3, ya que ese es el primer dato del orbital y un valor de

ℓ = 2, que es el que corresponde a los orbitales d. Por tanto, para los 10 electrones del orbital 3d

las combinaciones posibles son: 3d𝑧2, (3, 2, 0, ½) ; 3dxz, (3, 2, 1, ½) ; 3dyz, (3, 2, −1, ½) ;

3dxy, (3, 2, 2, ½) y 3d𝑥2−𝑦2, (3, 2, −2, ½).

d) El ion más estable del elemento D es el Mg2+

, que ha perdido los dos electrones de su última capa

y se queda con la configuración electrónica del gas noble más cercano, el neon: 1s2 2s2p6.

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8.– Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de

energía más externos: A: 2s2p4 ; B: 2s2 ; C: 3s2p2 ; D: 3s2p5.

a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que

pertenecen.

b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2−

.

c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la

primera.

d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ mol−1,

para la transición asociada a esa línea. Datos: Constante de Planck, h = 6,626·10−34 J s ; Número de Avogadro, NA = 6,022·1023 átomos mol−1 ; Velocidad de la luz en el vacío, c = 3,00·108 m s−1

9.– Considere los elementos A, B, C y D de números atómicos Z(A) = 2, Z(B) = 11,

Z(C) = 17, Z(D) = 34, y responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de estos elementos e indique el grupo y

período al que pertenecen.

b) Clasifique cada uno de los elementos en las siguientes categorías: metal, no metal o gas noble.

c) Ordene los elementos según valor creciente de su primera energía de ionización.

a) He, 2: 1s2 (Per 1 y G 18); Na, 11: 1s2 2s2p6 3s1 (Per 3 y G 1); Cl, 17: 1s2 2s2p6 3s2p5 (Per 3 y

G 17); Se, 34, 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4 (Per 4 y G 16) ; b) He: gas noble; Na: metal; Cl y Se: no

metal ; c) Ei(Na) < Ei(Se) < Ei(Cl) < Ei(He).

Solución: a) A es el helio (He), tiene la configuración electrónica 1s2, y pertenece al periodo 1 y

grupo 18 (gases inertes); B es el sodio, Na, de configuración 1s2 2s2p6 3s1, incluido en el periodo 3

y grupo 1 (alcalinos); C, el cloro, Cl, que presenta una corteza de configuración 1s2 2s2p6 3s2p5, que

se encuentra en el periodo 3 y grupo 17 (halógenos); por último, D es el selenio (Se), de

configuración 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4, e incluido en el periodo 4, grupo 16 (anfígenos).

b) El helio es un gas noble (de hecho es el primero), el sodio es un metal (por encontrase en un

grupo con configuración externa de pocos electrones (uno en concreto lo que le hace ser un elemento

con categoría metálica más acentuada), y tanto el cloro como el selenio son no metales con una

configuración de la capa de valencia de muchos electrones.

c) La primera energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

Ei(Na) ≈ 496 << Ei(Se) ≈ 941 < Ei(Cl) ≈ 1 251 << Ei(He) ≈ 2 372 (todas en kJ mol−1).

Entre el Na y el Se, aunque uno está más a la derecha y el otro más arriba, prima el estar a la derecha

(más carácter no metálico) por lo que el Na va antes que el Se.

10.– Considere los elementos con números atómicos 4, 11, 17 y 33:

a) Escriba la configuración electrónica señalando los electrones de la capa de valencia.

b) Indique a qué grupo de la Tabla periódica pertenece cada elemento y si son metales o no

metales.

c) ¿Cuál es el elemento más electronegativo y cuál el menos electronegativo?

d) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes para cada elemento?

a) Z = 4 ║ Be: 1s2 2s2; Z = 11 ║ Na: 1s2 2s2 2p6 3s1; Z = 17 ║ Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5; Z = 33 ║ As:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p3; b) Be, Me, grupo 2; Na, Me, grupo 1; Cl, NoMe, grupo 17; As, NoMe,

grupo 15 ; c) Más electronegativo, Cl, menos, Na ; d) Aparte del estado de oxidación 0, que

lo presenta de forma habitual el Cl y el As, presentan los siguientes: Be2+

; Na+; Cl

− y As

3−.

Solución: a) Las configuraciones serán (en negrita los electrones de la capa de valencia):

Z = 4 ║ Be: 1s2 2s2 ; Z = 11 ║ Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 ; Z = 17 ║ Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ;

Z = 33 ║ As: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p3.

b) El berilio es un metal que pertenece al grupo 2 (alcalinotérreos) ; el sodio es un metal que

pertenece al grupo 1 (alcalinos) ; el cloro es un no metal que pertenece al grupo 17 (halógenos) ;

por último, el arsénico es un no metal−metaloide perteneciente al grupo 15 (nitrogenoideos).

c) El más electronegativo es el cloro y el de menor electronegatividad el sodio.

χ(Cl) ≈ 3,16 > χ(As) ≈ 2,18 > χ(Be) ≈ 1,57 > χ(Na) ≈ 0,93.

d) Be2+

; Na+ ; Cl2, Cl

− ; As, As

3−, (As

3+, As

5+).

11.– Considere los elementos A, B y C de números atómicos 10, 11 y 12,

respectivamente, y responda razonadamente las siguientes cuestiones:

a) Asigne los valores siguientes, correspondientes a la primera energía de ionización, a cada uno

de los tres elementos del enunciado: 496 kJ mol−1, 738 kJ mol−1 y 2 070 kJ mol−1.

b) Indique el ion más probable que formarán los elementos B y C, y justifique cuál de ellos

tendrá mayor radio iónico.

a) Ei(Na) = 496 kJ mol−1; Ei(Mg) = 738 kJ mol−1; Ei(Ne) ≈ 2 070 kJ mol−1 ; b) Na+; Mg

2+;

r(Mg2+

) < r(Na+).

Solución: a) El elemento A es el neon, Ne, del periodo 2 y grupo 18 ; el B es el sodio, Na, del

periodo 3, grupo 1 y el C es el magnesio, Mg, del periodo 3 y grupo 2. Por tanto, y como la energía

de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP (incluidos los gases nobles),

corresponden a: Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1 ; Ei(Mg) ≈ 738 kJ mol−1 ; Ei(Ne) ≈ 2 070 kJ mol−1.

b) El ion más estable del Na se corresponde al catión obtenido por la pérdida del único electrón

que tiene en la capa externa: Na+. De la misma forma el del Mg será el catión obtenido por la pérdida

de los dos electrones exteriores: Mg2+

. Como el radio que debemos comparar es el de iones y no el

de átomos, comprobamos que, al tener tanto el Na+ como el Mg

2+ 10 electrones, y tener el Na

+ menos

protones en el núcleo (lo que hace que a su vez atraiga menos a los electrones), es el de tamaño

mayor: r(Mg2+

) ≈ 78 pm < r(Na+) ≈ 98 pm.

12.– Considere los elementos A, B, C y D cuyos números atómicos son 12, 16, 19

y 36. A partir de las configuraciones electrónicas de cada uno de ellos, responda

razonadamente las siguientes cuestiones:

a) Identifique y escriba la configuración electrónica del ion estable en una red cristalina para

cada uno de los átomos de los elementos propuestos.

b) Identifique el grupo al que pertenece cada uno de ellos.

c) Ordene los elementos A, B y C por orden creciente de su electronegatividad.

a) Mg2+

: 1s2 2s2p6; S2−

: 1s2 2s2p6 3s2p6; K+: 1s2 2s2p6 3s2p6; Kr: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 ;

b) Mg: Per 3, G 2; S: Per 3, G 16; K: Per 4, G 1; Kr: Per 4, G 18 ; c) χ(K) < χ(Mg) < χ(S).

Solución: Basándonos en los números atómicos, las configuraciones electrónicas son:

Z = 12 ║ Magnesio, Mg: 1s2 2s2p6 3s2 ; Z = 16 ║ Azufre, S: 1s2 2s2p6 3s2p4 ; Z = 19 ║ Potasio,

K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; Z = 36 ║ Kripton, Kr: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.

a) Las configuraciones electrónicas de las especies más estables que corresponden a los átomos

dados se forman por adición o sustracción de electrones para alcanzar la configuración electrónica

del gas noble más cercano: Mg2+

║ Z = 12 ➔ 10 electrones: 1s2 2s2p6 ;

S2−

║ Z = 16 ➔ 18 electrones: 1s2 2s2p6 3s2p6 ; K+ ║ Z = 19 ➔ 18 electrones: 1s2 2s2p6 3s2p6 ;

Kr ║ Z = 36 ➔ 36 electrones: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.

b) El magnesio pertenece al periodo 3 y al grupo 2 (alcalinotérreos) ; el azufre al periodo 3,

grupo 16 (anfígenos) ; el potasio al periodo 4 y grupo 1 (alcalinos) ; por último el kripton que

pertenece al periodo 4 y al grupo 18 (gases nobles).

c) La electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP (excluyendo los gases

nobles) por lo que el orden será: χ(K) ≈ 0,82 < χ(Mg) ≈ 1,31 < χ(S) ≈ 2,58.

13.– Considere los elementos Be (Z = 4) , O (Z = 8) , Zn (Z = 30) y Ar (Z = 18).

a) Según el principio de máxima multiplicidad o regla de Hund, ¿cuántos electrones

desapareados presenta cada elemento en la configuración electrónica de su estado

fundamental?

b) En función de sus potenciales de ionización y afinidades electrónicas, indique los iones más

estables que pueden formar y escriba sus configuraciones electrónicas. Justifique las

respuestas.

a) Ninguno tiene e− desapareados salvo el O que tiene dos ; b) Be

2+ y Zn

2+ (Ei bajas y nula AE),

O2−

(Ei y AE altas) y Ar (Ei muy alta y AE nula).

Solución: a) Be (Z = 4): 1s2 2s2. 1s ↑↓ 2s ↑↓ . Ninguno, ya que todos los niveles están o completos

o vacíos ; O (Z = 8): 1s2 2s2p4. 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ . Tiene 2 e− desapareados ;

Zn (Z = 30): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2. 3d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4s ↑↓ . Ninguno ;

Ar (Z = 18): 1s2 2s2p6 3s2p6. 3s ↑↓ 3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ . Ninguno.

b) Por su posición en la TP tenemos una idea de los valores de las magnitudes. Con ellos se puede

establecer que los iones más probables serán:

Be: energía de ionización baja, Ei ≈ 900 kJ mol−1, y falta total de afinidad electrónica,

AE ≈ 19 kJ mol−1, por lo que el ion más probable será el Be2+

: 1s2.

O: energía de ionización y afinidad electrónica altas, Ei ≈ 1 314 kJ mol−1, AE ≈ 141 kJ mol−1,

por lo que el ion más probable será el O2−

: 1s2 2s2p6.

Zn: energía de ionización media, Ei ≈ 906 kJ mol−1, y falta total de afinidad electrónica,

AE ≈ 47 kJ mol−1, por lo que el ion más probable será el Zn2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6d10.

Ar; energía de ionización muy alta, Ei ≈ 1521 kJ mol−1, y falta total de afinidad electrónica,

AE ≈ 35 kJ mol−1, por lo que no formará iones : 1s2 2s2p6 3s2p6.




14.– Considere los elementos X, Y y Z, cuyos números atómicos son 20, 35 y 37,

respectivamente. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones.

a) Ordene los elementos X, Y y Z, en orden creciente de su energía de ionización.

b) Indique el ion más probable que formará cada uno de los elementos anteriores.

c) Indique la fórmula empírica más probable del compuesto formado por el elemento

X (Z = 20) y el elemento Y (Z = 35).

a) Ei(Z, Rb) < Ei(X, Ca) < Ei(Y, Br) ; b) X2+

(Ca2+

), Y− (Br

−) y Z

+ (Rb

+) ; c) XY2 (CaBr2).

Solución: a) La primera energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por

lo que: Ei(Rb) ≈ 403 kJ mol−1 < Ei(Ca) ≈ 590 kJ mol−1 << Ei(Br) ≈ 1 140 kJ mol−1.

b) Por los números atómicos, las configuraciones son: X: Z = 20 ║ Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 ;

Y: Z = 35 ║ Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5 ; Z: Z = 37 ║ Rb: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1. Por

tanto, el calcio tenderá a perder dos electrones (Ca2+

, 1s2 2s2p6 3s2p6), el bromo a ganar uno

(Br−, 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6) y el rubidio a perder uno (Rb

+, 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6).

c) La fórmula más probable entre los iones Ca2+

y Br− es CaBr2, ya que así intercambian 2 e

−.

15.– Considere tres elementos químicos, A, B y C, cuyas configuraciones electrónicas en

el nivel de mayor energía son: 3s2p3 para A; 3s2p4 para B y 3s2p5 para C.

a) Indique el grupo de la Tabla periódica al que pertenece cada uno de ellos.

b) Indique razonadamente el orden esperado para sus radios atómicos.

c) Indique razonadamente el orden esperado en sus afinidades electrónicas.

a) A, G 15; B, G 16; C, G 17 ; b) r(Cl) < r(S) < r(P) ; c) Ae(P) < Ae(S) < Ae(Cl).

Solución: Los elementos dados son: A: Z = 15 ║ Fósforo, P: 1s2 2s2p6 3s2p3 ;

B: Z = 16 ║ Azufre, S: 1s2 2s2p6 3s2p4 y C: Z = 17 ║ Cloro, Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5.

a) Pertenecen, siguiendo el orden dado en el enunciado, a los grupos 15 (nitrogenoideos, ya que su

capa de valencia tiene la configuración ns2p3), 16 (anfígenos, ns2p4) y 17 (halógenos, ns2p5).

b) Dentro del mismo periodo, el radio atómico aumenta a medida que disminuye el número atómico,

por lo que el orden será: r(Cl) ≈ 79 pm < r(S) ≈ 88 pm < r(P) ≈ 98 pm.

c) Dentro del mismo periodo, la afinidad electrónica crece con el número atómico por lo que el

orden será el contrario: Ae(P) ≈ 72 kJ mol−1 < Ae(S) ≈ 200 kJ mol−1 < Ae(Cl) ≈ 349 kJ mol−1.

16.– Conteste a cada una de las siguientes preguntas, justificando su respuesta.

a) Determine para el átomo de hidrógeno según el modelo de Bohr qué transición electrónica

requiere una mayor absorción de energía, la de n = 2 a n = 3, la de n = 5 a n = 6, o

la de n = 9 a n = 2.

b) Indique el grupo al que pertenece el elemento X si la especie X2−

tiene 8 electrones externos.

c) En el átomo de Z = 25, ¿es posible que exista un electrón definido como (3, 1, 0, −½)?

d) En la Tabla periódica los elementos de Z = 25 y Z = 30 se encuentran en el mismo

periodo. Explique cuál de ellos tiene un proceso de ionización más endotérmico.

17.– Conteste de forma razonada a las cuestiones acerca de los elementos que poseen las

siguientes configuraciones electrónicas:

A: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2; B: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5.

a) ¿A qué grupo y a qué periodo pertenecen?

b) ¿Qué elemento se espera que posea una mayor energía de ionización?

c) ¿Qué elemento tiene un radio atómico menor?

a) A: G 2, Per 4; B: G 17, Per 4 ; b) El B ; c) El B.

Solución: Los elementos que propone el problema son el calcio, Z = 20, y el bromo, Z = 35.

a) Ambos pertenecen al periodo 4, ya que 4 es el mayor nivel electrónico alcanzado en las

configuraciones fundamentales de ambos, perteneciendo el primero al grupo 2 (alcalinotérreos,

configuración externa ns2) y el segundo al grupo 17 (halógenos, configuración externa ns2p5).

b) Dentro del mismo periodo, la energía de ionización crece con el número atómico por lo que el

de mayor valor será el bromo: Ei(Br) ≈ 1 140 kJ mol−1 >> Ei(Ca) ≈ 590 kJ mol−1.

b) Dentro del mismo periodo, el radio atómico disminuye cuando aumenta el número atómico, por

lo que el de menor radio será el bromo: r(Br) ≈ 94 pm << r(Ca) ≈ 194 pm.

18.– Conteste las siguientes cuestiones relativas a un átomo con Z = 7 y A = 14:

a) Indique el número de protones, neutrones y electrones.

b) Escriba su configuración electrónica e indique el número de electrones desapareados en su

estado fundamental.

c) ¿Cuál es el número máximo de electrones para los que n = 2, ℓ = 0 y m = 0?

a) Hay 7 protones, 7 neutrones y 7 electrones ; b) Z = 7 ║ N: 1s2 2s2p3; tres electrones

desapareados ; c) Puede haber un máximo de dos: (2, 0, 0, +½) y (2, 0, 0, −½).

Solución: a) El número atómico nos dice cuál es el número de protones, que es 7; el número másico

(protones + neutrones) nos informa del número de neutrones: 14 − 7 = 7. Como es un átomo, es

neutro, por lo que tiene el mismo número de protones que de electrones, 7. Tiene por tanto

7 protones, 7 neutrones y 7 electrones.

b) La configuración electrónica es: Z = 7 ║ N: 1s2 2s2p3. Los electrones se ubican de la

siguiente manera: 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ , por lo que tiene 3 electrones desapareados.

c) Como hay un solo valor de mℓ permite dos valores de ms (+½, −½). Por tanto solo puede haber

2 e−: (2, 0, 0, +½) y (2, 0, 0, −½).

19.– Conteste, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) El ion K+ presenta un tamaño mayor que el átomo de K.

b) Los átomos neutros C614 y C6

12 tienen el mismo número de electrones.

c) Un átomo cuya configuración electrónica es 1s2 2s2p6 3s2p6 pertenece al grupo de los halógenos (grupo 17).

d) Un conjunto posible de números cuánticos para un electrón alojado en un orbital 3d es (3, 2, 3, −½).

a) Falsa; es menor ; b) Verdadera; ambos tienen 6 electrones ; c) Falsa; pertenece al G 18 ;

d) Falsa; para ℓ = 2 mℓ no puede valer, en valor absoluto, más de 2.

Solución: a) Falsa; el de mayor radio es el átomo neutro ya que presenta el mismo número de

protones que el catión, pero tiene un electrón más. No solo tiene más electrones (lo que hace que la

repulsión entre ellos sea mayor y tenga mayor tamaño), sino que además el catión presenta una capa

menos, al haber perdido el electrón del orbital 4s: r(K) ≈ 243 pm >> r(K+) ≈ 133 pm.

b) Verdadera; el número de electrones de un átomo neutro coincide con el número de protones que

tiene (el número atómico). Como este es igual para todos los isótopos de un mismo elemento (en

este caso seis), podemos afirmar que tienen el mismo número de electrones.

c) Falsa; la configuración dada, que pertenece al argon, es la configuración más estable que se puede

plantear, ns2p6, que es la que presentan los átomos neutros de los elementos del grupo 18 (gases

nobles).

d) Falsa; es una conjunto de valores imposible ya que presenta un valor de mℓ que es mayor, en

valor absoluto, que la del valor de ℓ, lo que es imposible con las normas de los números cuánticos.

El conjunto posible más parecido a los valores dados sería: (3, 2, 2, −½).

20.– Cromo y cloro son elementos que se encuentran en la naturaleza como mezcla de isótopos

estables: 52Cr, 53Cr y 54Cr para cromo; 35Cl y 37Cl para cloro. Responda de forma justificada a

las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuál es la diferencia entre los distintos isótopos de cada elemento? ¿Hay alguna diferencia

en sus configuraciones electrónicas?

b) Escriba la configuración electrónica del isótopo más abundante de cada elemento: 52Cr y 35Cl.

c) Escriba los números cuánticos posibles para los electrones más externos del cloro.

a) El número de neutrones; no ; b) Cr: 1s2 2s2p6 3s2p6d4 4s2; Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ;

c) (3, 0, 0, +½); (3, 0, 0, −½); (3, 1, 0, +½); (3, 1, +1, +½); (3, 1, −1, +½); (3, 1, 0, −½);

(3, 1, +1, −½).

Solución: a) La similitud entre dos isótopos es el número atómico, Z, esto es, el número de protones

que hay en su núcleo. La diferencia viene dada por el número de neutrones, que es diferente, lo que

hace que también sea diferente el número másico, A. Al tener el mismo número de protones también

es igual el número de electrones de sus átomos neutros, por lo que su configuración electrónica es

la misma para todos los isótopos.

b) Cr ║ Z = 24: 1s2 2s2p6 3s2p6d4 4s2 ; Cl ║ Z = 20: 1s2 2s2p6 3s2p5. Como ya hemos dicho,

también es la configuración de cualquier isótopo neutro de esos elementos.

c) En la última capa, 3s2p5, tiene 7 electrones con los siguientes números cuánticos, (n, ℓ, mℓ, ms):

(3, 0, 0, +½); (3, 0, 0, −½); (3, 1, 0, +½); (3, 1, +1, +½); (3, 1, −1, +½); (3, 1, 0, −½) y

(3, 1, +1, −½).

21.– Cuando una muestra de átomos del elemento con Z = 19 se irradia con luz ultravioleta,

se produce la emisión de electrones, formándose iones con carga +1.

a) Escriba la configuración electrónica del átomo, indicando su grupo y periodo.

b) Razone si el segundo potencial de ionización de estos átomos será mayor o menor que el

primero.

c) Calcule la velocidad de los electrones emitidos si se utiliza radiación con = 200 nm,

sabiendo que el valor del primer potencial de ionización es 418,8 kJ mol−1. Datos: Masa en reposo del electrón, me = 9,11·10−31 kg ; Constante de Planck, h = 6,626·10−34 J s ; Número de Avogadro, NA = 6,022·1023 átomos mol−1




22.– Cuatro elementos A, B, C y D tienen números atómicos 2, 11, 17 y 25

respectivamente. Responda a las siguientes cuestiones:

a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos.

b) Explique cuál o cuáles, de los elementos indicados, son metales.

c) Defina afinidad electrónica y razone cuál es el elemento, de los indicados, que tiene mayor

afinidad electrónica.

a) A: 1s2; B: 1s2 2s2p6 3s1; C: 1s2 2s2p6 3s2p5; D: 1s2 2s2p6 3s2p6d5 4s2 ; b) El B (Na) y el

D (Mn) ; c) Energía desprendida por un átomo neutro en estado gaseoso al captar un electrón.

El cloro.

Solución: a) A Z = 2 ║ Helio, He: 1s2 ; B Z = 11 ║ Sodio, Na: 1s2 2s2p6 3s1 ;

C Z = 17 ║ Cloro, Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ; D Z = 25 ║ Manganeso, Mn: 1s2 2s2p6 3s2p6d5 4s2.

b) Son metales el sodio y el manganeso, ya que tienen tendencia a completar su capa perdiendo

electrones y convirtiéndose en cationes con carga positiva.

c) La afinidad electrónica es la energía desprendida por un átomo neutro en estado gaseoso al captar

un electrón. De todos los elementos dados el único que presenta una clara tendencia a aceptar

electrones externos es el cloro, ya que con un electrón más completaría su capa con configuración

de gas noble. El helio ya es gas noble y no necesita hacerlo; el sodio podría hacerlo pero tiene más

tendencia a perderlo (por adquirir configuración de gas noble) y el manganeso tiene la capa d

semillena por lo que no le aporta ninguna ventaja captar un electrón.

Ae(He) = Ae(Mn) = 0 kJ mol−1 < Ae(Na) ≈ 52,8 kJ mol−1 < Ae(Cl) ≈ 349 kJ mol−1.

23.– Dada la configuración electrónica de un elemento 1s2 2s2p6 3s2p6 5s1, indique de forma

razonada qué respuestas son correctas y cuáles incorrectas:

a) Su número atómico es 19.

b) Se trata de un estado excitado.

c) Este elemento pertenece al grupo de los metales alcalinos, grupo 1.

d) Este elemento pertenece al 5.° periodo de la Tabla periódica.

a) Verdadera; tiene en total 19 electrones (como átomo neutro) ; b) Verdadera; tiene 5s1 sin

tener electrones 4s, 3d o 4p, que deberían tener antes ; c) Verdadera; configuración electrónica

de valencia ns1 en estado fundamental ; d) Falsa; pertenece al 4.º periodo.

Solución: a) Verdadera: Dado que la configuración electrónica que presenta tiene 19 electrones y

dado que dice que es un elemento (por lo que entendemos que es neutro) su número atómico será

Z = 19. Es el potasio, K.

b) Verdadera. Tiene un electrón en el nivel 5s cuando todavía tiene el 4s vacío.

c) Verdadera. Dado que la configuración electrónica fundamental es 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1, y que

su última capa tiene configuración ns1 pertenece al grupo 1, también llamado de los alcalinos. Al

tener un solo electrón en la última capa tiene tendencia a perderlo, por lo que se comporta como un

elemento con carácter metálico.

d) Falsa. Pertenece al 4.º periodo, por ser este el valor de n más alto que alcanza en su configuración

fundamental.

24.– Dada la siguiente configuración electrónica de un átomo neutro en estado fundamental:

1s2 2s2p6 3s1,

a) indique a qué grupo y periodo de la Tabla periódica pertenece el átomo;

b) escriba la configuración electrónica en un estado excitado;

c) escriba la configuración electrónica de un catión del átomo;

d) indique los números cuánticos posibles del electrón diferenciador.

a) Periodo 3, grupo 1 ; b) Hay infinitas: 1s2 2s2p6 5f1 ; c) Na+: 1s2 2s2p6 ; d) (3, 0, 0, +½).

Solución: El átomo neutro que se corresponde con esa configuración es el que tiene 11 electrones y

por tanto su número atómico es 11. Es el sodio, Na.

a) Pertenece al periodo 3 de la Tabla periódica (por tener electrones hasta ese nivel) y al grupo 1

(alcalinos), al tener 1 electrón en su última capa (ns1).

b) Cualquier configuración excitada que presente se caracterizará por tener al menos un electrón de

los de su configuración fundamental en un orbital que esté vacio o sin completar. Por tanto, las dos

configuraciones excitadas más elementales serían: 1s2 2s2p5 3s2 (donde un electrón ha pasado

del nivel 2p al 3s) o 1s2 2s2p6 3p1 (donde el electrón 3s ha ido al orbital superior 3p).

c) La configuración más probable (y en la realidad la única posible) será Na+: 1s2 2s2p6, ya que

por la ubicación en la que se encuentra de la Tabla periódica normalmente perderá un electrón para

alcanzar configuración de gas noble.

d) El electrón diferenciador es el 3s1: 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s1↑↓ , con los números cuánticos:

(3, 0, 0, +½).

25.– Dadas estas distribuciones electrónicas de átomos neutros en su estado fundamental:

A: 1s2 2s2p6 3s2p4 ; B: 1s2 2s2p6 3s2p3 ; C: 1s2 2s2p6 3s1 ; D: 1s2 2s2p6 3s2, razone si son

verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) C corresponde a la distribución electrónica del átomo más pequeño.

b) Ninguno de los átomos pertenece al grupo 6 de la Tabla periódica.

a) Falsa; el átomo más pequeño es el A ; b) Verdadera.

Solución: a) Falsa. El átomo más pequeño es el A (azufre), ya que se encuentra en el mismo periodo

que los demás pero más a la derecha, lo que implica un menor tamaño. El radio atómico sigue la

relación creciente: r(S) ≈ 88 pm < r(P) ≈ 98 pm << r(Mg) ≈ 145 pm << r(Na) ≈ 190 pm.

b) Verdadera. Todos pertenecen al tercer periodo pero sus grupos son: A: Azufre, S: grupo 16 ;

B: Fósforo, P: grupo 15 ; C: Sodio, Na: grupo 1 ; D: Magnesio, Mg: grupo 2.

26.– Dadas estas distribuciones electrónicas para átomos: A: 1s2 2s2p6 3s2p5 ;

B: 1s2 2s2p6 3s2p3 ; C: 1s2 2s2p6 3s1 ; D: 1s2 2s2p6 ; E; 1s2 2s2p6 3s2. Razone si son

verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Si representan a átomos neutros entonces todas corresponden a elementos diferentes.

b) Se necesita más energía para extraer un electrón de D que de C.

a) Verdadera. ZA = 17, ZB = 15, ZC = 11, ZD = 10, ZE = 12 ; b) Verdadera. Ei[D] > Ei[C].

Solución: a) Verdadera. Como el número de electrones que tiene cada una de ellas es diferente

(nA = 17, nB = 15, nC = 11, nD = 10, nE = 12), y en los átomos neutros el número de

electrones coincide con el número atómico, Z, todas pertenecen a elementos diferentes.

b) Verdadera. La energía necesaria para extraer un electrón de un átomo es la energía de ionización

que crece en un periodo con el número atómico (incluidos los gases nobles) por lo que será mayor

la del elemento D que la del elemento C. Es evidente que el elemento C pierde con facilidad un

electrón, ya que ello le permite alcanzar la configuración estable de gas noble, mientras que el

elemento D ya tiene esa configuración por lo que será muy difícil quitarle un electrón:

Ei[Ne(Z = 10)] ≈ 2 081 kJ mol−1 >> Ei[Na(Z = 11)] ≈ 496 kJ mol−1.

27.– Dadas las configuraciones electrónicas para átomos neutros, M: 1s2 2s2p6 3s1 y

N: 1s2 2s2p6 5s1, explique cada una de las siguientes afirmaciones e indique si alguna de ellas

es falsa:

a) La configuración M corresponde a un átomo de sodio, (grupo 1, periodo 3). b) M y N representan elementos diferentes.

c) Para pasar de la configuración M a la N se necesita energía.

d) Para separar un electrón de N se necesita más energía que para separarlo de M.

a) Verdadera ; b) Falsa; ambas son configuraciones del átomo de sodio ; c) Verdadera ;

d) Falsa; necesita menos.

Solución: a) Verdadera: Es la configuración fundamental del átomo de Sodio, ya que su número

atómico es Z = 11 y se cumple el principio de aufbau.

b) Falsa: La configuración N es una configuración excitada del mismo átomo de Sodio, ya que tiene

11 electrones.

c) Verdadera: Aportando la energía correspondiente al salto electrónico desde el nivel 3s al 5s, se

pasa de la configuración M a la N.

d) Falsa. Al estar ya el electrón en una órbita de mayor energía, necesita menos aporte energético

para llegar a la órbita con n = ∞, que es cuando “escapa” del átomo.

28.– Dadas las configuraciones electrónicas: A: 1s2 3s1; B: 1s2 2s3; C: 1s2 2s2p6 3s2p5;

D: 1s2 2s2px2py

0pz0, indique, razonadamente:

a) la que no cumple el principio de exclusión de Pauli;

b) la que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund;

c) la que, siendo permitida, contiene electrones desapareados;

d) la que pudiera representar a un átomo en estado fundamental.

a) La B ; b) La D ; c) La A y la C ; d) La C.

Solución: a) La B no cumple el principio de exclusión de Pauli por contener tres electrones en el

orbital 3s.

b) La D, ya que tiene dos electrones apareados en el orbital 2p cuando hay orbitales 2p vacíos.

c) La A ya que, aunque es una configuración excitada (el electrón 3s debería estar en el orbital 2s

en estado fundamental), tiene el electrón 3s desapareado, 1s ↑↓ 3s ↑↓ , y la C, ya que el último

electrón del orbital 3p está desapareado , 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s ↑↓ 3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ .

d) La C, ya que todos los orbitales existen y los electrones están en el estado energético más bajo

posible, como predice el principio de aufbau o regla de Madelung.

29.– Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos neutros:

A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1); D (1s2 2s2 2p4) indique

razonadamente:

a) el grupo y periodo al que pertenece cada elemento;

b) el elemento de mayor y el de menor energía de ionización;

c) el elemento de mayor y el de menor radio atómico.

a) A (C): G 14, Per 2; B (F): G 17, Per 2; C (K): G 1, Per 4; D (O): G 16, Per 2 ; b) El de mayor,

el F y el de menor, el K ; c) El de mayor, el K, y el de menor, el F.

Solución: a) El elemento A es el carbono, C, del periodo 2 y grupo 14 (carbonoideos) ; el B es el

flúor, F, del periodo 2, grupo 17 (halógenos) ; el C es el potasio, K, del periodo 4 y grupo 1

(alcalinos) ; el D es el oxígeno, O, del periodo 2 y grupo 16 (anfígenos).

b) La energía de ionización disminuye hacia abajo y hacia la izquierda de la TP por lo que:

Ei(F) ≈ 1 681 kJ mol−1 > Ei(O) ≈ 1 314 kJ mol−1 > Ei(C) ≈ 1 087 kJ mol−1 >> Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1.

Por tanto el de mayor energía de ionización es el flúor y el de menor el potasio.

c) El radio disminuye hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

r(K) ≈ 243 pm >> r(C) ≈ 67 pm > r(O) ≈ 48 pm > r(F) ≈ 42 pm. Por tanto el de mayor radio es el

potasio y el de menor radio el flúor.




30.– Dadas las siguientes parejas de electrones: A: (2, 1, 0, ½) y (2, 1, 1, ½) ; B: (3, 1, 1, −½)

y (2, 0, 0, −½) ; C: (1, 0, 0, ½) y (1, 0, 0, −½) ; D: (3, 2, 1, ½) y (2, 1, 1, −½). Sabiendo

que cada pareja de electrones pertenece al mismo elemento:

a) ¿qué tipo de orbital está ocupando cada electrón?;

b) escriba la configuración electrónica del estado fundamental del átomo al que pertenecen

sabiendo que el electrón más energético de los dos corresponde con el más energético de su

capa de valencia. Si los dos electrones se encontraran en el mismo nivel y subnivel ambos

serían los más energéticos de la capa de valencia del átomo.

c) Razone cuál de todos los átomos tiene una mayor primera energía de ionización.

31.– Dado el elemento A (Z = 17) justifique cuál o cuáles de los siguientes elementos,

B (Z = 19), C (Z = 35) y D (Z = 11):

a) se encuentran en su mismo periodo;

b) se encuentran en su mismo grupo;

c) son más electronegativos;

d) tienen menor energía de ionización.

a) El D (Na); b) El C (Br) ; c) Ninguno ; d) Todos (Br, Na y K).

Solución: Por su posición en la TP o por su configuración electrónica, podemos deducir que:

A: Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5; periodo 3, grupo 17 ; B: K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; periodo 4, grupo 1 ;

C: Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; periodo 4, grupo 17 ; D: Na: 1s2 2s2p6 3s1; periodo 3, grupo 1.

a) En su mismo periodo está el sodio, Na (Z = 11).

b) En su mismo grupo (halógenos) está el bromo, Br (Z = 35).

c) Ninguno es más electronegativo, puesto que el cloro está más arriba y a la derecha de la TP que

los demás: χ(Cl) ≈ 3,16 > χ(Br) ≈ 2,96 > χ(Na) ≈ 0,93 > χ(K) ≈ 0,82.

d) Todos, ya que están más abajo y/o más a la izquierda que el cloro en la TP:

Ei(Cl) ≈ 1 251 kJ mol−1 > Ei(Br) ≈ 1 140 kJ mol−1 > Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1 > Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1.

32.– Dado un elemento X de número atómico Z = 37 responda, justificando, a las siguientes

cuestiones:

a) ¿Cuántos electrones tiene? Escriba su configuración electrónica.

b) ¿Cuántos protones contiene su núcleo?

c) ¿Qué dato haría falta para conocer el número de neutrones que contiene este átomo?

d) ¿Se trata de un metal?

e) Su radio atómico, ¿será mayor o menor que el del elemento con Z = 38?

a) Tiene 37 electrones; 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1 ; b) 37 protones ; c) El número másico ;

d) Sí ; e) Mayor.

Solución: a) Tiene 37 electrones, porque en un átomo neutro hay el mismo número de protones y

electrones, que además coincide con el número atómico. Z = 37 ║ Rubidio, Rb:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1.

b) El núcleo contiene, como ya hemos dicho, 37 protones.

c) Para conocer el número de neutrones debemos conocer el número másico y descontarle el número

atómico. En el caso del rubidio se conocen 24 isótopos, de los cuales solo dos existen en la

naturaleza: el Rb3785 (que es estable y contiene 48 neutrones, con una abundancia cercana al 72 %) y

el Rb3787 (radiactivo y con 50 neutrones, con una abundancia cercana al 28 % y un periodo de

semidesintegración de 4,8·1010 años).

d) Es un metal, ya que tiene tendencia a completar su capa externa perdiendo un electrón (el 5s1,

con lo que la capa externa sería 4s2p6) y convirtiéndose en un catión con carga positiva: Rb+.

e) El radio aumenta hacia abajo y hacia la izquierda de la TP, por lo que tendrá un radio mayor que

el del estroncio: r(Sr) ≈ 219 pm < r(Rb) ≈ 265 pm.

33.– Dados cuatro elementos A, B, C y D de números atómicos, Z, 19, 35, 29 y

37 respectivamente,

a) escriba su configuración electrónica más estable;

b) ordénelos de menor a mayor valor de su primera energía de ionización de forma razonada;

c) escriba los números cuánticos asociados a todos los electrones que pueden situarse en los

orbitales 4p.

a) Z = 19: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; Z = 35: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; Z = 29: 1s2 2s2p6 3s2p6d9 4s2;

Z = 37: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1 ; b) Ei(Rb) < Ei(K) < Ei(Cu) < Ei(Br) ; c) (4, 1, 0, +½),

(4, 1, 1, +½), (4, 1, −1, +½), (4, 1, 0, −½), (4, 1, 1, −½) y (4, 1, −1, −½).

Solución: a) A Z = 19 ║ potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; B Z = 35 ║ Bromo, Br:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5 ; C Z = 29 ║ Cobre, Cu: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s1 (configuración de

orbitales semillenos que no cumple el principio de aufbau −1s2 2s2p6 3s2p6d9 4s2−) ;

D Z = 37 ║ Rubidio, Rb: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1.

b) La primera energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP. Por tanto el

bromo será el de mayor valor y el orden creciente en las energías de ionización será:

Ei(Rb) ≈ 403 kJ mol−1 < Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1 < Ei(Cu) ≈ 746 kJ mol−1 << Ei(Br) ≈ 1 140 kJ mol−1.

c) Los valores de números cuánticos que corresponden a los electrones 4p son: 4pz: (4, 1, 0, +½)

y (4, 1, 0, −½) ; 4px: (4, 1, 1, +½) y (4, 1, 1, −½) ; 4py: (4, 1, −1, +½) y (4, 1, −1, −½).

34.– Dados dos elementos del tercer periodo, A y B, con 5 y 7 electrones de valencia,

respectivamente, razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) A tiene menor energía de ionización.

b) B tiene mayor radio atómico.

c) El par de electrones del enlace A−B se encuentra desplazado hacia A.

a) Verdadera: Ei(A) < Ei(B) ; b) Falsa: r(A) > r(B) ; c) Falsa; el par electrónico compartido se

desplaza hacia el elemento con mayor electronegatividad, B.

Solución: a) Verdadera; la energía de ionización varía en la TP y dentro del mismo periodo

aumentando según aumenta el número atómico. Por tanto, el que tiene menor valor de energía de

ionización es el A (fósforo): Ei(P) ≈ 1 012 kJ mol−1 < Ei(Cl) ≈ 1 251 kJ mol−1.

b) Falsa; el radio atómico varía en la TP y dentro del mismo periodo aumentando según disminuye

el número atómico. Por tanto, el que tiene mayor radio atómico también es A (aósforo):

r(P) ≈ 98 pm > r(Cl) ≈ 79 pm.

c) Falsa; los pares electrónicos compartidos se desplazan hacia el elemento que tenga mayor

electronegatividad, que en este caso es el elemento B (cloro): Cl ≈ 3,16 > P ≈ 2,19.

35.– Dados los átomos A (Z = 12), B (Z = 16) y C (Z = 37) indique:

a) su configuración electrónica;

b) qué elementos son y el grupo y periodo a los que pertenecen;

c) cuál es el más electronegativo;

d) el ion más estable que forma cada uno de ellos.

a) A: 1s2 2s2p6 3s2; B: 1s2 2s2p6 3s2p4; C: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1 ; b) Mg: G 2, Per 3; S:

G 16 y Per 3; Rb: G 1, Per 5 ; c) El S ; d) Mg2+

, S2−

, Rb+.

Solución: a) Las configuraciones serán: A: Z = 12 ║ Mg: 1s2 2s2p6 3s2 ; B: Z = 16 ║ S:

1s2 2s2p6 3s2p4 ; C: Z = 37 ║ Rb: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1.

b) El magnesio es un metal que pertenece al grupo 2 (alcalinotérreos) y al periodo 3 ; el azufre es

un no metal que pertenece al grupo 16 (anfígenos) y al 3.er

periodo ; el rubidio es un metal que

pertenece al grupo 1 (alcalinos) y al 5.º periodo.

c) Es el azufre ya que la electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo

que: (Rb) ≈ 0,82 < (Mg) ≈ 1,31 << (S) ≈ 2,58.

d) El ion más estable del Mg se corresponde al catión obtenido por la pérdida de los dos electrones

exteriores: Mg2+

; el del azufre, por contra, es el que ha ganado dos electrones: S2−

; Por último, el

rubidio se estabiliza al perder un solo electrón: Rb+.

36.– Dados los elementos A y B con números atómicos 14 y 38, respectivamente,

a) escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos;

b) justifique en base a sus configuraciones electrónicas el grupo y periodo al que pertenecen

cada uno;

c) razone cuál de ellos tendrá menor energía de ionización (potencial de ionización);

d) indique cuál será el ion más estable del elemento B y su configuración electrónica.

a) A: Z = 14: 1s2 2s2p6 3s2p2; B: Z = 38: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s2 ; b) A(Si): G 14, Per 3;

B(Sr): G 2, Per 5 ; c) El B (Sr): Ei(Sr) < Ei(Si) ; d) Sr2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.


por lo que las configuraciones serán: A: Z = 14 ║ Si: 1s2 2s2p6 3s2p2 ; B: Z = 38 ║ Sr:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s2.

b) El silicio pertenece al periodo 3 y grupo 14 (carbonoideos) y el estroncio pertenece al periodo 5

y grupo 2 (alcalinotérreos).

c) Como, dentro de un periodo, la energía de ionización crece con el número atómico, y dentro de

un grupo disminuye a medida que aumenta el valor de Z, el de menor energía de ionización será el

estroncio: Ei(Sr) ≈ 550 kJ mol−1 < Ei(Si) ≈ 787 kJ mol−1.

d) El estroncio se presenta habitualmente como Sr2+

, 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6, ya que puede

perder con facilidad los dos electrones de su última capa, que se encuentran lejos del núcleo y

apantallados por el resto de los electrones; de esa forma la capa queda vacía por completo y el

elemento adquiere la configuración de gas noble.




37.– Dados los elementos de números atómicos 19, 22 y 34,

a) escriba la configuración electrónica en el estado fundamental, e identifique cada elemento así

como el periodo y grupo al que pertenece;

b) explique si el elemento con Z = 16 pertenece al mismo periodo y/o grupo de alguno de

los elementos anteriores.

c) ¿Qué elemento de los cuatro posee el mayor radio atómico? ¿Cuál es el elemento más

electronegativo?

a) Potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1, Per 4, G 1; titanio, Ti: 1s2 2s2p6 3s2p6d2 4s2, Per 4, G 4; selenio,

Se: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4, Per 4, G 16 ; b) El Se pertenece a su mismo grupo ; c) El potasio;

el azufre.


por lo que las configuraciones serán: Z = 19 ║ Potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; Z = 22 ║ Titanio,

Ti: 1s2 2s2p6 3s2p6d2 4s2 ; Z = 34 ║ Selenio, Se: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4. El potasio pertenece al

periodo 4 y grupo 1 (alcalinos) ; el titanio pertenece al periodo 4 y grupo 4 (metales de transición)

; el selenio es del periodo 4, grupo 16 (anfígenos).

b) El elemento con valor Z = 16, es el azufre, S. Como pertenece al grupo 16 y está en el

periodo 3, solo coincide con el selenio en el grupo al que pertenecen.

c) Dentro del mismo periodo de la TP, el radio atómico varía aumentando según disminuye Z. Por

tanto, el que tiene mayor radio atómico es el potasio:

r(K) ≈ 243 pm > r(Ti) ≈ 176 pm > r(Se) ≈ 103 pm > r(S) ≈ 88 pm.

c) Como, dentro del mismo periodo, la electronegatividad crece con el número atómico, el elemento

más electronegativo será el azufre: χ(S) ≈ 2,58 > χ(Se) ≈ 2,55 >> χ(Ti) ≈ 1,54 > χ(K) ≈ 0,82.

38.– Dados los elementos siguientes: Br (Z = 35), C (Z = 6), O (Z = 8) y As (Z = 33),

a) Escriba, para cada uno de ellos, las configuraciones electrónicas de la última capa.

b) Indique, para cada uno de ellos, el número de electrones desapareados en su estado

fundamental.

a) Br: [Ar] 3d10 4s2p5; C: [He] 2s2p2; O: [He] 2s2p4; As: [Ar] 3d10 4s2p3 ; b) el bromo, 1; el

carbono y el oxígeno, 2; el arsénico, 3.

Solución: a) Las configuraciones electrónicas, basadas en el anterior gas noble, son: Br ║ Z = 35,

[Ar] 3d10 4s2p5 ; C ║ Z = 6, [He] 2s2p2 ; O ║ Z = 8, [He] 2s2p4 ; As ║ Z = 33, [Ar] 3d10 4s2p3.

b) El bromo tiene uno: 4s2 ↑↓ 4p5 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ; El carbono tiene dos: 2s2 ↑↓ 2p2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ;

El oxígeno, dos: 2s2 ↑↓ 2p4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ; El arsénico presenta tres: 4s2 ↑↓ 4p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ .

39.– Dados los elementos A (Z = 13), B (Z = 9) y C (Z = 19),

a) escriba sus configuraciones electrónicas utilizando la notación s, p, d;

b) ¿cuál será la configuración electrónica del ion más estable de cada uno?;

c) defina el concepto de electronegatividad e indique cuál de los elementos anteriores se espera

que tenga el valor más alto y cuál el más bajo.

a) A: ║ Al: 1s2 2s2p6 3s2p1; B: ║ F: 1s2 2s2p5; C: ║ K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; b) Al3+

, 1s2 2s2p6;

F−, 1s2 2s2p6, K

+, 1s2 2s2p6 3s2p6 ; c) Tendencia a atraer un par electrónico compartido. El valor

más alto: F; el más bajo: K.


A: Z = 13 ║ Aluminio, Al: 1s2 2s2p6 3s2p1 ; B: Z = 9 ║ Flúor, F: 1s2 2s2p5 ; C: Z = 19 ║ Potasio,

K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1.

b) El aluminio es un metal térreo que tiene tendencia a perder los tres electrones que posee en la

capa de valencia (número de oxidación más probable: +3): Al3+

, 1s2 2s2p6 ; el flúor es un halógeno,

y por tanto es no metal, y tiene una gran tendencia a captar el electrón que le falta para completar su

última capa (número de oxidación más probable: −1): F−, 1s2 2s2p6 ; el potasio es alcalino (número

de oxidación más probable +1) y perderá el electrón aislado de su capa de valencia:

K+, 1s2 2s2p6 3s2p6.

c) La electronegatividad es la tendencia a atraer un par electrónico compartido. Crece en la TP hacia

arriba dentro de un grupo y hacia la derecha dentro de un periodo, por lo que el más electronegativo

es el flúor, mientras que el potasio será el que tenga el valor más bajo:

χ(F) ≈ 3,98 >> χ(Al) ≈ 1,61 > χ(K) ≈ 0,82.

40.– Dados los elementos A (Z = 17), B (Z = 19) y C (Z = 20):

a) escriba sus configuraciones electrónicas;

b) ordene, justificando brevemente la respuesta, esos elementos por orden creciente del tamaño

de sus átomos;

c) indique, justificando brevemente la respuesta, cuál será el ion más estable para cada uno de

esos elementos.

a) Cl: Z = 17, 1s2 2s2p6 3s2p5; K: Z = 19, 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; Ca: Z = 20, 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 ;

b) r(Cl) < r(Ca) < r(K) ; c) Cl−; K

+; Ca

2+.


A: Z = 17 ║ Cloro, Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ; B: Z = 19 ║ Potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ;

C: Z = 20 ║ Calcio, Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

b) El radio aumenta hacia abajo y hacia la izquierda de la TP, por lo que:

r(Cl) ≈ 79 pm << r(Ca) ≈ 194 pm < r(K) ≈ 243 pm.

c) El cloro es un halógeno, y por tanto es no metal, y tiene una gran tendencia a captar el electrón

que le falta en la última capa (estado de oxidación más probable −1): Cl−: 1s2 2s2p6 3s2p6. El

potasio es alcalino por lo que tendrá tendencia a ceder el electrón solitario de la última capa (número

de oxidación más probable +1), mientras que el calcio cederá los dos que tiene aislados en la última

capa (alcalinotérreo con número de oxidación más probable +2). De esta manera todos adquieren

configuración de gas noble.

41.– Dados los elementos A (Z = 17), B (Z = 19), C (Z = 35) y D (Z = 11):

a) escriba las configuraciones electrónicas de cada uno de ellos en su estado fundamental;

b) razone qué elementos se encuentran en el mismo periodo y cuáles en el mismo grupo que el

elemento A;

c) razone qué elementos son más electronegativos y cuáles tienen menor energía de ionización

que el elemento A.

a) Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5; K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; Na: 1s2 2s2p6 3s1 ;

b) En el mismo periodo, el D (Na); en el mismo grupo, el C (Br) ; c) Ninguno es más

electronegativo; todos (Br, Na y K) tienen menor energía de ionización.

Solución: a) Las configuraciones electrónicas se pueden conocer partiendo del valor de Z:

A: Z = 17 ║ Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5; Per 3, G 17 ; B: Z = 19 ║ K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; Per 4, G 1 ;

C: Z = 35 ║ Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; Per 4, G 17 ; D: Z = 17 ║ Na: 1s2 2s2p6 3s1; Per 3, G 1.

b) En su mismo periodo está el sodio, Na (Z = 11), y en su mismo grupo (halógenos) está el bromo,

Br (Z = 35).

c) Ninguno es más electronegativo, puesto que el cloro está más arriba y más a la derecha de la TP

que los demás: χ(Cl) ≈ 3,16 > χ(Br) ≈ 2,96 > χ(Na) ≈ 0,93 > χ(K) ≈ 0,82. Todos tienen menor

energía de ionización, ya que están más abajo y a la izquierda que el cloro en la TP.

Ei(Cl) ≈ 1 251 kJ mol−1 > Ei(Br) ≈ 1 140 kJ mol−1 > Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1 > Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1.

42.– Dados los elementos A (Z = 19) y B (Z = 20),

a) escriba sus configuraciones electrónicas en estado fundamental;

b) ¿cuál será la configuración electrónica del ion más estable que es capaz de formar cada uno

de ellos? Justifique cuál de esos iones tendrá menor radio;

c) defina el concepto de primera energía de ionización y justifique a cuál de los elementos

propuestos le corresponde el valor más alto de la misma.

a) K: Z = 19, 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; Ca: Z = 20, 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 ; b) K+: 1s2 2s2p6 3s2p6;

Ca2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6; El más pequeño es el Ca2+

; c) Al calcio.


A: Z = 19 ║ Potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; B: Z = 20 ║ Calcio, Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

b) El potasio es un metal alcalino por lo que tendrá tendencia a ceder el electrón solitario de la

última capa (número de oxidación más probable: +1), mientras que el calcio cederá los dos que tiene

aislados en la última capa (alcalinotérreo con número de oxidación más probable: +2). Son

isoelectrónicos: K+ ║ Z = 19 ➔ 18 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6 ; Ca

2+ ║ Z = 20 ➔ 18 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6.

Como tienen el mismo número de electrones pero el calcio tiene más protones, atraerá más la capa

electrónica por lo que su tamaño será menor: r(Ca2+

) ≈ 99 pm < r(K+) ≈ 133 pm.

c) La energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo de un elemento en

estado gaseoso para que pierda un electrón. La primera energía de ionización aumenta hacia arriba

y hacia la derecha de la TP por lo que: Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1 < Ei(Ca) ≈ 590 kJ mol−1. Por tanto el

de mayor energía de ionización es el calcio.

43.– Dados los elementos A (Z = 19) y B (Z = 36):

a) escriba las configuraciones electrónicas de los átomos en estado fundamental indicando

justificadamente el grupo y periodo al que pertenecen en la Tabla periódica.

b) Justifique si los siguientes números cuánticos podrían corresponder al electrón diferenciador

de alguno de ellos, indicando a cuál: (5, 1, −1, +½), (4, 0, 0, −½) y (4, 1, 3, +½).

c) Justifique cuál de los dos elementos presenta menos reactividad química.

44.– Dados los elementos A (Z = 9) y B (Z = 25):

a) escriba las configuraciones electrónicas de los elementos neutros en estado fundamental y

justifique el grupo y el periodo de cada uno de los elementos;

b) justifique el carácter metálico o no metálico de cada uno de los elementos en base a una

propiedad periódica;

c) justifique el ion más estable de los elementos A y B.




45.– Dados los elementos A, B y C de números atómicos 8, 20 y 35,

respectivamente:

a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos.

b) Justifique el grupo y periodo a los que pertenecen en base a la configuración electrónica.

c) Indique, razonadamente, cuál es el ion más estable de cada uno de ellos y escriba su

configuración electrónica.

a) O: 1s2 2s2p4; Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2; Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5 ; b) O: G 16, Per 2; Ca: G 2,

Per 4, Br: G 17, Per 4 ; c) O2−

: 1s2 2s2p6; Ca2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6; Br−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.

Solución: Dado que el número atómico es el número de electrones que tienen un átomo neutro

podemos decir que las configuraciones electrónicas pedidas son: Z = 8 ║ O: 1s2 2s2p4 ;

Z = 20 ║ Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 ; Z = 35 ║ Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5.

b) Viendo la configuración electrónica podemos afirmar que el primero pertenece al grupo 16

(anfígenos) ya que su configuración electrónica de la capa de valencia es ns2p4 y al periodo 2 (ya

que ese es el valor de n más alto); el segundo al grupo 2 (alcalinotérreos), con una configuración

externa ns2 sin tener electrones d en la capa anterior y/o electrones f en la capa dos números más

baja y periodo 4; y el último al grupo 17 (halógenos) ya que su configuración electrónica de la

capa de valencia es ns2p5, también del 4.º periodo.

c) Los iones más frecuentes los deducimos viendo la configuración electrónica. El oxígeno tendrá

tendencia a captar dos electrones: O2−

: 1s2 2s2p6. El calcio los perderá: Ca2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6. Por

último, el bromo tiene tendencia a ganar el electrón que le falta para alcanzar la configuración estable

de gas noble: Br−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.

46.– Dados los elementos Ca, As, K, Br, responda razonadamente a las siguientes

cuestiones:

a) ¿Cómo quedarían ordenados según su energía de ionización creciente?

b) ¿Qué elemento poseerá un mayor carácter metálico? ¿Y una mayor electronegatividad?

a) Ei(K) < Ei(Ca) < Ei(As) < Ei(Br) ; b) El potasio, K; El bromo, Br.

Solución: Dado que todos ellos están en el 4.º periodo solo nos referimos a las variaciones debidas

a desplazarse dentro del periodo.

a) La primera energía de ionización aumenta a medida que aumenta el número atómico (hacia la

derecha de la TP) por lo que el orden pedido, con la energía expresada en kJ mol−1 será:

Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1 < Ei(Ca) ≈ 590 kJ mol−1 < Ei(As) ≈ 947 kJ mol−1 < Ei(Br) ≈ 1 140 kJ mol−1.

b) El carácter metálico viene dado por la facilidad para perder electrones, por lo que aumenta a

medida que disminuye el número atómico dentro del mismo periodo. Por tanto, el de mayor carácter

metálico es el potasio, K. La electronegatividad varía de la forma contraria por lo que el más

electronegativo será el bromo: χ(Br) ≈ 2,96 > χ(As) ≈ 2,18 > χ(Ca) ≈ 1,00 > χ(K) ≈ 0,82.

47.– Dados los elementos F, P, Cl y Na, ordénelos de forma creciente en función de:

a) sus radios atómicos;

b) su primera energía de ionización;

c) su electronegatividad.

a) r(F) < r(Cl) < r(P) < r(Na) ; b) Ei(Na) < Ei(P) < Ei(Cl) < Ei(F);

c) χ(Na) < χ(P) < χ(Cl) < χ(F).

Solución: a) El radio aumenta hacia abajo y hacia la izquierda de la TP por lo que:


b) La energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1 << Ei(P) ≈ 1012 kJ mol−1 < Ei(Cl) ≈ 1251 kJ mol−1 < Ei(F) ≈ 1681 kJ mol−1.

c) La electronegatividad aumenta de la misma manera que la energía de ionización por lo que:

Na (χ ≈ 0,93) << P (χ ≈ 2,19) < Cl (χ ≈ 3,16) < F (χ ≈ 3,98).

48.– Dados los elementos flúor, cloro, potasio y sodio, indique su configuración

electrónica y ordénelos de forma creciente según:

a) su radio atómico;

b) su primera energía de ionización;

c) su electronegatividad;

Justifique su respuesta.

F: 1s2 2s2p5; Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5; K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; Na: 1s2 2s2p6 3s1 ;

a) r(F) < r(Cl) < r(Na) < r(K) ; b) Ei(K) < Ei(Na) < Ei(Cl) < Ei(F) ;

c) χ(K) < χ(Na) < χ(Cl) < χ(F).

Solución: F: 1s2 2s2p5 ; Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ; K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; Na: 1s2 2s2p6 3s1.

a) El radio atómico aumenta con el grupo y disminuye con el periodo (hacia abajo−izda) por lo que

el orden será: r(F): ≈ 42 pm < r(Cl) ≈ 79 pm < r(Na) ≈ 190 pm < r(K) ≈ 243 pm.

b) La energía de ionización disminuye con el grupo y aumenta con el periodo (hacia arriba−dcha)

por lo que el orden será:

Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1 < Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1 < Ei(Cl) ≈ 1251 kJ mol−1 < Ei(F) ≈ 1681 kJ mol−1.

c) La electronegatividad disminuye con el grupo y aumenta con el periodo (hacia arriba−dcha) por

lo que el orden será: χ(K) ≈ 0,82 < χ(Na) ≈ 0,93 < χ(Cl) ≈ 3,16 < χ(F) ≈ 3,98.

49.– Dados los elementos Li, Be, N, O y F, responda razonadamente a las siguientes

cuestiones:

a) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización?

b) ¿Cuál es el de mayor carácter metálico?

c) ¿Cuál es el de menor afinidad electrónica?

d) Entre el átomo de F y el ion F−, ¿cuál es el de mayor radio?

Datos: Números atómicos: Li (Z = 3) ; Be (Z = 4) ; N (Z = 7) ; O (Z = 8) ; F (Z = 9)

a) El F ; b) El Li ; c) El Be (por ser nula su afinidad); d) r(F−) > r(F).

Solución: Todos los elementos propuestos por el enunciado pertenecen al 2.º periodo. Por lo tanto

solo hablaremos de la variación de las propiedades dentro de un periodo.

a) La energía de ionización aumenta con el número atómico por lo que el de mayor energía de

ionización es el flúor. En orden decreciente sus valores, en kJ mol−1, son:

Ei(F) ≈ 1 681 > Ei(N) ≈ 1 402 > Ei(O) ≈ 1 314 > Ei(Be) ≈ 900 > Ei(Li) ≈ 520. La energía de

ionización del nitrógeno es mayor que la del oxígeno porque el orbital 2p (el que contiene el electrón

que pierde) está semilleno y eso da una mayor estabilidad a la configuración electrónica. En un

supuesto orden teórico la del oxígeno debería ser mayor.

b) El carácter metálico, que va asociado a la electropositividad y al carácter reductor, es la tendencia

a perder electrones con facilidad que presentan los elementos químicos. Aumenta a medida que

disminuye el número atómico del elemento (hacia la izquierda). Por tanto, el más metálico de todos

es el Li y decrece el carácter siguiendo la serie: Li > Be > N > O > F.

c) La afinidad electrónica aumenta con el número atómico (salvo para elementos con orbitales

completos, que no presentan afinidad electrónica) por lo que el que tiene mayor valor es el flúor.

Ae(F) ≈ 328 > Ae(O) ≈ 141 > Ae(Li) ≈ 60 > Ae(N) ≈ 7 > Ae(Be) = 0 (kJ mol−1). El berilio tiene

afinidad nula por tener todos sus orbitales llenos. El nitrógeno tiene una afinidad electrónica muy

baja, ya que tiene los orbitales o llenos o semillenos. Si siguiéramos el orden teórico de las

propiedades deberíamos contestar que la del litio.

d) El de mayor radio es el F− ya que presenta el mismo número de protones, 9, que el átomo neutro,

pero tiene un electrón más: 10 por 9 del átomo neutro. El hecho de que haya más electrones en los

mismos orbitales, hace que la repulsión entre ellos sea mayor y el ion tenga mayor tamaño:

r(F−) ≈ 136 pm > r(F) ≈ 42 pm.

50.– Dados los elementos: N, F, Na, Si, cuyos números másicos son: 14, 19, 23 y

28 respectivamente:

a) escriba su configuración electrónica ordenada;

b) indique el número de protones, neutrones y electrones de cada uno;

c) ordénelos de menor a mayor electronegatividad, razonando la respuesta;

d) ordénelos de menor a mayor radio atómico, razonando la respuesta.

a) N: 1s2 2s2p3; F: 1s2 2s2p5; Na: 1s2 2s2p6 3s1; Si: 1s2 2s2p6 3s2p2 ; b) N: 7 protones,

7 neutrones y 7 electrones; F: (9 p, 10 n y 9 e−); Na: (11 p, 12 n y 11 e

−); Si: (14 p, 14 n y 14 e

−) ;

c) χ(Na) < χ(Si) < χ(N) < χ(F) ; d) r(F) < r(N) < r(Si) < r(Na).

Solución: a) Las configuraciones electrónicas se pueden conocer conociendo su situación en la TP:

Z = 7 ║ N: 1s2 2s2p3; Z = 9 ║ F: 1s2 2s2p5; Z = 11 ║ Na: 1s2 2s2p6 3s1; Z = 14 ║ Si: 1s2 2s2p6 3s2p2.

b) N: 7 protones (por ser 7 el valor de Z), 7 neutrones (ya que ese es el valor de A − Z) y 7 electrones

(por ser neutro el número es igual a Z); F: 9 protones, 10 neutrones y 9 electrones; Na: 11 protones,

12 neutrones y 11 electrones; Si: 14 protones, 14 neutrones y 14 electrones.

c) La electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP:

Na (χ ≈ 0,93) < Si (χ ≈ 1,9) << N (χ ≈ 3,04) < F (χ ≈ 3,98).

d) El radio aumenta hacia abajo y hacia la izquierda de la TP por lo que:

r(F) ≈ 42 pm < r(N) ≈ 56 pm < r(Si) ≈ 111 pm << r(Na) ≈ 190 pm.




51.– Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos: (2, 1, 2, +½) ; (3, 1, −1, +½) ;

(2, 2, 1,−½) y (3, 2, −2, +½),

a) exprese el significado de los cuatro números cuánticos;

b) razone cuáles son permitidos y cuáles no;

c) explique cuál de los permitidos se corresponde con un electrón en un orbital d.

a) n, principal (tamaño del orbital); ℓ, secundario (forma del orbital); mℓ, magnético (orientación

del orbital); ms, espín (sentido del momento angular del electrón) ; b) El segundo, 3, 1, −1, +½,

y el cuarto, 3, 2, −2, +½ ; c) (3, 2, −2, +½): 3d𝑥2−𝑦2.

Solución: a) Los números cuánticos son cuatro números que aparecen en la resolución del

hamiltoniano de la ecuación de Schrödinger o en la teoría de transformaciones de Dirac y que nos

informan del estado de un electrón en el átomo. Son: n, número cuántico principal que representa

el tamaño del orbital y es un número natural, excluyendo el cero; ℓ, número cuántico secundario,

que representa la forma del orbital con un valor entero comprendido entre 0 y n − 1; mℓ, número

cuántico magnético, que describe la orientación del orbital, con valor entero entre −ℓ y ℓ; y ms,

número cuántico de espín, que representa el sentido del momento angular del electrón, y que solo

puede valer −½ o +½.

b) Son posibles el segundo y el cuarto, porque cumplen todas las normas de los números cuánticos:

n ha de ser un número entero igual o mayor a 1; ℓ ha de ser un número entero positivo (incluido el

0) menor que n; mℓ ha de ser un número entero cuyo valor absoluto no supere el de ℓ; s ha de valer

½. El primero no cumple que mℓ ha de ser entero de valor absoluto igual o menor que ℓ y el tercero

la incumple ya que ℓ no puede ser igual a n.

c) Los dos orbitales posibles son el 3p (segundo de los enunciados; en concreto es el tercero de los

electrones 3p y el primero del suborbital 3pz), y el 3d (cuarto de los enunciados; en concreto es el

quinto de los electrones 3d y el primero del suborbital 3d𝑥2−𝑦2).

52.– Dados los siguientes elementos y sus respectivos números atómicos: A (Z = 2),

B (Z = 9), C (Z = 11), D (Z = 12) y E (Z = 13), escriba sus configuraciones electrónicas

e indique de manera razonada cuál de ellos:

a) corresponde a un gas noble;

b) es un metal alcalino;

c) es el más electronegativo.

He: 1s2; F: 1s2 2s2p5; Na: 1s2 2s2p6 3s1; Mg: 1s2 2s2p6 3s2; Al: 1s2 2s2p6 3s2p1 ; a) He: 1s2 ;

b) Na: 1s2 2s2p6 3s1 ; c) El flúor, χ(Na) < χ(Mg) < χ(Al) < χ(F); el He no tiene valor de

electronegatividad.

Solución: Las configuraciones electrónicas se pueden conocer partiendo del valor de Z:

Z = 2 ║ He: 1s2 ; Z = 9 ║ F: 1s2 2s2p5 ; Z = 11 ║ Na: 1s2 2s2p6 3s1; Z = 12 ║ Mg: 1s2 2s2p6 3s2;

Z = 13 ║ Al: 1s2 2s2p6 3s2p1.

a) El gas noble (G 18) es el elemento helio, He (Z = 2), ya que su última capa está completa

(aunque es el único que no tiene configuración ns2p6).

b) El alcalino (G 1) es el elemento sodio, Na (Z = 11), ya que su última capa tiene la

configuración ns1.

c) La electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP:

Na (χ ≈ 0,93) < Mg (χ ≈ 1,31) < Al (χ ≈ 1,61) < F (χ ≈ 3,98). El gas noble no presenta

electronegatividad, ya que no comparte pares electrónicos. Por lo tanto es el flúor.

53.– Dados los siguientes elementos: A (Z = 11) , B (Z = 17) y C (Z = 20),

a) Escriba, para cada uno de ellos, su configuración electrónica e indique el nombre y el símbolo

del elemento que está situado en el mismo grupo y en el periodo anterior;

b) justifique qué ion, B− o C

2+, tiene menor radio;

c) indique razonadamente cuántos electrones con mℓ = 0 (número cuántico magnético) tiene

el elemento A;

d) ¿cuál de los elementos dados necesita más energía para convertirse en un ion monopositivo?

Razone su respuesta.

a) A: 1s2 2s2p6 3s1; B: 1s2 2s2p6 3s2p5; C: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2; sobre A : litio, Li;

sobre B: flúor, F; sobre C: magnesio, Mg ; b) r(Ca2+

) < r(Cl−) ; c) 7 electrones ; d) El cloro:

Ei(K) < Ei(Cl).

Solución: a) Partiendo del valor dado para el número atómico, podemos establecer qué elementos

son y sus configuraciones electrónicas: A: Z = 11: sodio ║ Na: 1s2 2s2p6 3s1;

B: Z = 17: cloro ║ Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5; C: Z = 20: calcio ║ Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

En el mismo grupo que estos elementos, pero en el periodo anterior se encuentran:

A (Na): ➔ Z = 3: litio, Li (1s2 2s1); B (Cl): ➔ Z = 9: flúor, F (1s2 2s2p5);

C (Ca): ➔ Z = 12: magnesio, Mg (1s2 2s2p6 3s2).

b) Cl− ➔ 18 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6 ; Ca

2+ ➔ 18 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6. El radio del ion Ca

2+ es menor

que el del anión Cl− ya que, dado que tienen el mismo número de electrones, será menor el que tenga

más protones en el núcleo, porque atraerá más la capa electrónica: r(Ca2+

) < r(Cl−).

c) La configuración electrónica desarrollada del elemento A (sodio) es:

1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p6 ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s1 ↑↓ , y los números cuánticos de los once electrones son:

(1, 0, 0, +½), (1, 0, 0, −½); (2, 0, 0, +½), (2, 0, 0, −½); (2, 1, 0, +½), (2, 1, 1, +½),

(2, 1, −1, +½), (2, 1, 0, −½), (2, 1, 1, −½), (2, 1, −1, −½); y (3, 0, 0, +½). Por lo tanto son

siete los electrones con mℓ = 0. También podría haberse dicho que tienen ese valor de número

cuántico magnético los electrones s (1s, 2s y 3s, que tiene 5) y los electrones de uno de los orbitales

2p, en concreto del 2pz, que son dos, por lo que el total es de 7 electrones.

d) La energía necesaria para convertir un átomo neutro en ion monopositivo es lo que denominamos

energía de ionización que crece, dentro de un periodo de la TP (incluyendo los gases nobles), cuando

aumenta el número atómico y, dentro de un grupo, cuando disminuye Z. Por lo tanto, el cloro es el

que necesita mayor cantidad de energía: Ei(K) ≈ 419 kJ mol−1 < Ei(Cl) ≈ 1 251 kJ mol−1.

54.– Dados los siguientes elementos: C, Fe, Cl y Na,

a) indique su posición (periodo y grupo) en la Tabla periódica;

b) determine sus números atómicos y escriba sus configuraciones electrónicas;

c) ordene razonadamente los elementos de menor a mayor radio atómico.

a) C, Per 2, G 14 ; Fe, Per 4, G 8 ; Cl, Per 3, G 17 ; Na, Per 3, G 1 ; b) Z(C) = 6, 1s2 2s2p2;

Z(Fe) = 26, 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2; Z(Cl) = 17, 1s2 2s2p6 3s2p5 y Z(Na) = 11, 1s2 2s2p6 3s1 ;

c) r(C) o r(Cl) < r(Cl) o r(C) < r(Fe) < r(Na).

Solución: a) El carbono, C, pertenece al periodo 2 y grupo 14 (carbonoideos) ; el hierro, Fe, al

periodo 4, grupo 8 (transición) ; el cloro, Cl, al periodo 3 y grupo 17 (halógenos) ; el sodio, Na,

al periodo 3 y grupo 1 (alcalinos).

b) Los números atómicos y las configuraciones electrónicas son: C: Z = 6, 1s2 2s2p2 ; Fe: Z = 26,

1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2; Cl: Z = 17, 1s2 2s2p6 3s2p5 y Na: Z = 11, 1s2 2s2p6 3s1.

c) El radio aumenta hacia abajo y hacia la izquierda de la TP por lo que:

r(C) ≈ 67 pm < r(Cl) ≈ 79 pm < r(Fe) ≈ 156 pm << r(Na) ≈ 190 pm.

No podemos saber si es menor el C o el Cl, ya que les debemos aplicar normas opuestas, ya que

uno está más hacia la derecha y el otro más arriba. Razonablemente el menor será el carbono, al

tener solo dos capas electrónicas frente a las tres del cloro.

55.– Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na,

a) Indique su posición (periodo y grupo) en la Tabla periódica.

b) Determine sus números atómicos y escriba sus configuraciones electrónicas.

c) Ordene razonadamente los elementos de menor a mayor radio atómico.

d) Ordene razonadamente los elementos en función de su primera energía de ionización.

a) F: Per 2 y G 17; P: Per 3, G 15; Cl: Per 3 y G 17; Na: Per 3 y G 1 ; b) F: 9, 1s2 2s2p5; P: 15,

1s2 2s2p6 3s2p3; Cl: 17, 1s2 2s2p6 3s2p5; Na: 11, 1s2 2s2p6 3s1 ; c) r(F) < r(Cl) < r(P) < r(Na) ;

d) Ei(Na) < Ei(P) < Ei(Cl) < Ei(F).

Solución: a) El flúor, F, pertenece al periodo 2 y grupo 17 (halógenos) ; el fósforo, P, al periodo 3,

grupo 15 (nitrogenoideos) ; el cloro, Cl, al periodo 3 y grupo 17 (halógenos) ; el sodio, Na, al

periodo 3 y grupo 1 (alcalinos).

b) Los números atómicos y las configuraciones electrónicas son: F: Z = 9, 1s2 2s2p5 ; P: Z = 15,

1s2 2s2p6 3s2p3 ; Cl: Z = 17, 1s2 2s2p6 3s2p5 y Na: Z = 11, 1s2 2s2p6 3s1.



d) La primera energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1 << Ei(P) ≈ 1012 kJ mol−1 < Ei(Cl) ≈ 1251 kJ mol−1 < Ei(F) ≈ 1681 kJ mol−1.

56.– Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, ℓ, m): (3, 2, 0) ; (2, 3, 0) ;

(3, 3, 2) ; (3, 0, 0) ; (2, −1, 1) ; (4, 2, 0), indique:

a) cuáles no están permitidos y por qué;

b) los orbitales atómicos que se corresponden con los grupos cuyos números cuánticos sean

posibles.

a) (2, 3, 0) ℓ mayor que n; (3, 3, 2) ℓ igual a n; (2, −1, 1) ya que ℓ no puede ser negativo ;

b) (3, 2, 0) 3d𝑧2; (3, 0, 0) 3s; (4, 2, 0) 4d𝑧2.

Solución: a) No están permitidos ni el (2, 3, 0) ni el (3, 3, 2), ya que ℓ no puede ser ni igual ni mayor

que n, ni el (2, −1, 1) ya que ℓ no puede ser negativo.

b) El (3, 2, 0) corresponde a un orbital 3d (el 3d𝑧2); el (3, 0, 0) es un orbital 3s; el (4, 2, 0)

corresponde a un orbital 4d (el 4d𝑧2).




57.– Dados los siguientes grupos de valores correspondientes a los números cuánticos n, ℓ,

mℓ, ms asociados a diferentes electrones situados en orbitales:

A. (1, −1, 0, −½)

B. (2, 2, 0, −½)

C. (3, 2, 1, 0)

D. (3, 1, −1, ½)

E. (4, 0, 1, ½)

F. (4, 3, 1, ½),

a) razone cuáles son posibles.

b) Los posibles, ¿en qué tipo de orbitales se encuentran?

a) El D y el F (n es natural, ℓ es natural menor que n, mℓ es entero y, en valor absoluto, menor o

igual a ℓ y ms vale ½) ; b) El D es el tercer electrón de los orbitales 3p (es 3py) y el F es el

tercer electrón de los orbitales 4f (4f𝑥𝑧2).

Solución: a) Son posibles la D y la F, porque cumplen todas las normas de los números cuánticos:

n ha de ser un número entero igual o mayor a 1; ℓ ha de ser un número entero positivo (incluido el

0) menor que n; mℓ ha de ser un número entero cuyo valor absoluto no supere el de ℓ; s ha de valer

½. El A no cumple la norma de que ℓ ha de ser positivo. El B no cumple que ℓ ha de ser menor que

n. El C sí existe como orbital (cumple las normas para los tres primeros números cuánticos) pero no

puede haber ningún electrón con esos números cuánticos ya que ms debe valer ½. E no existe ya

que mℓ no puede valer más, en valor absoluto, que ℓ.

b) El electrón D pertenece al orbital 3p (en concreto el 3py), siendo el tercer electrón en llegar a

los orbitales 3p, mientras que el F pertenece al orbital 4f (en concreto el 4f𝑥𝑧2) y sería también el

tercer electrón en aparecer en ese orbital.

58.– Dados tres elementos A, B y C de números atómicos, Z, 11, 19 y 20,

respectivamente, indique:

a) qué elemento, previsiblemente, presenta el mayor valor del radio atómico y por qué;

b) qué elemento presenta, previsiblemente, el mayor valor del radio iónico del ion más

importante que forma cada uno de ellos. ¿Por qué?

a) El potasio; está más abajo y más a la derecha en la TP ; b) El potasio. Es mayor que Na+ (ya

que tiene una capa más que este) y también que Ca2+

(mismo número de electrones con un protón

menos en el núcleo).

Solución: Los elementos dados son: A: Z = 11 ║ Sodio, Na: 1s2 2s2p6 3s1 ; B: Z = 19 ║ Potasio,

K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 y C: Z = 20 ║ Calcio, Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

a) Dentro de un periodo el radio atómico aumenta a medida que disminuye el número atómico, y

dentro de un grupo aumenta a medida que lo hace el número atómico, por lo que el de mayor valor

será el potasio: r(K) ≈ 243 pm > r(Ca) ≈ 194 pm > r(Na) ≈ 190 pm (no podríamos predecir si el

del calcio es mayor o menor que el del sodio; por eso, presumiblemente, no lo preguntan).

b) El ion más importante que forma cada uno de ellos es Na+, K

+ y Ca

2+. El de mayor valor

debe ser el K+ porque es mayor que el ion Na

+ (ya que tiene una capa más que este, lo que incrementa

notablemente su tamaño, unido al hecho de que el apantallamiento −repulsión entre electrones− ha

de ser mayor por tener mayor número de ellos) y también que el Ca2+

ya que tiene el mismo número

de electrones que él, en los mismos orbitales, pero tiene un protón menos en el núcleo con lo que la

atracción entre núcleo y corteza es menor: r(K+) ≈ 133 pm > r(Ca

2+) ≈ 99 pm > r(Na

+) ≈ 95 pm.

Presumiblemente el Na+ debería ser menor (ya que tiene 2 capas electrónicas) que el Ca

2+ (que tiene

3), pero tampoco tenemos base teórica para afirmarlo.

59.– Dados tres elementos A, B y C de números atómicos, Z, 8, 16 y 17

respectivamente, indique:

a) qué elemento, previsiblemente, presenta el mayor valor del radio atómico y por qué;

b) el ion más importante que forma cada uno de esos elementos. ¿Cuál de esos iones presenta,

previsiblemente, el mayor valor del radio iónico? ¿Por qué?

a) r(S) > r(Cl) > r(O) ; b) O2−

; S2−

; Cl− ; r(S

2−) > r(Cl

−) > r(O

2−).

Solución: Como sabemos el número atómico, podemos saber las configuraciones que son:

A: Z = 8 ║ Oxígeno, O: 1s2 2s2p4 ; B: Z = 16 ║ Azufre, S: 1s2 2s2p6 3s2p4 ; C: Z = 17 ║ Cloro,

Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5.

a) Dentro de un periodo el radio atómico aumenta a medida que disminuye el número atómico, y

dentro de un grupo aumenta a medida que lo hace el número atómico. Eso nos permite decir que

tanto el oxígeno como el cloro son más pequeños que el azufre, por lo que este es el de mayor radio.

Como suele ser más pequeño el que tiene menos capas electrónicas, optamos por la opción de que,

entre el oxígeno y el cloro, este sea el más grande, por lo que el orden decreciente será:

r(S) ≈ 88 pm > r(Cl) ≈ 79 pm > r(O) ≈ 48 pm.

b) Dado que todos presentan tendencia a ganar electrones para llegar a la configuración estable de

gas noble, el ion más importante (anión en todos los casos) que forma cada uno de ellos es:

A2−

(O2−

) ; B2−

(S2−

) ; C− (Cl

−). El de mayor radio presumiblemente será el del S

2− porque es

mayor que el O2−

(ya que tiene una capa más que este, lo que incrementa notablemente su tamaño,

unido al hecho de que el apantallamiento −repulsión entre electrones− ha de ser mayor por tener

mayor número de ellos). A su vez, también es mayor que el Cl−, ya que tiene el mismo número de

electrones que él, en los mismos orbitales, pero tiene un protón menos en el núcleo con lo que la

atracción entre núcleo y corteza es menor. Por tanto el orden será:

r(S2−

) ≈ 194 pm > r(Cl−) ≈ 181 pm > r(O

2−) ≈ 140 pm. Podríamos afirmar que el Cl

− debe ser

mayor que O2−

ya que tiene una capa electrónica más.

60.– De la serie de configuraciones electrónicas que se dan a continuación: 1.ª) 1s2 2s2p3 ;

2.ª) 1s2 2s2p6 3s2 ; 3.ª) 1s2 2s2p5 ; 4.ª) 1s2 2s2p6 3s2p5 4s1 ; 5.ª) 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s2

indique, justificando la respuesta dada:

a) si alguna/s corresponden a elemento/s del grupo 2;

b) cuál de ellas corresponde a la del átomo de menor tamaño;

c) si alguna/s pertenece al 4.º período;

d) si corresponde alguna a un gas noble.

a) La 2.ª, Mg, y la 5.ª, Sr, ; b) La 3.ª (F) ; c) Ninguna ; d) La 4.ª es del argon (excitada).

Solución: Las configuraciones dadas corresponden a: 1.ª) Nitrógeno ; 2.ª) Magnesio ;

3.ª) Flúor ; 4.ª) Argon (configuración excitada) ; 5.ª) Estroncio.

a) Solamente la segunda, Mg, y la quinta, Sr, son de alcalinotérreos.

b) El átomo de menor tamaño es el flúor (3.ª) ya que solamente tiene dos niveles pero muchos

protones atractivos en el núcleo.

c) Ninguna es del 4.º periodo. La del argon lo parece, pero la configuración fundamental

corresponde al 3.er periodo.

d) La 4.ª corresponde, como ya hemos dicho, al argon.

61.– Desarrolle la estructura electrónica de: K, Mn, Cu y Rb.

K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; Mn: 1s2 2s2p6 3s2p6d5 4s2 ; Cu: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s1 ; Rb:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1.

Solución: Sabiendo la posición que cada elemento ocupa en la TP podemos contestar cuál es la

configuración electrónica de cada uno que es:

potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 Z = 19 ; manganeso, Mn: 1s2 2s2p6 3s2p6d5 4s2 Z = 25 ;

cobre, Cu: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s1 Z = 29 (la teórica sería 1s2 2s2p6 3s2p6d9 4s2 pero la dada tiene

todos los niveles o llenos o semillenos y es la real) ; rubidio, Rb:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1 Z = 37.

62.– El Sr3888 es el isótopo más abundante del estroncio en la Naturaleza.

a) Escriba la configuración electrónica de este metal.

b) Indique el periodo y el grupo en el que se encuentra este elemento.

c) Razone el número de protones y neutrones que hay en el núcleo de este isótopo.

d) Indique los números cuánticos n, ℓ y m del electrón diferencial del Sr.

a) 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s2 ; b) periodo 5, grupo 2 ; c) 38 protones y 50 neutrones ;

d) n = 5, ℓ = 0 y mℓ = 0.

Solución: a) La configuración electrónica fundamental debe ser 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s2, ya

que tiene 38 electrones.

b) Se encuentra en el periodo 5 (ya que ese es el mayor valor de nivel electrónico) y en el grupo 2

(alcalinotérreos), ya que su configuración de última capa es ns2 y no tiene electrones d en la anterior

ni f en la capa dos niveles más baja.

c) El número atómico nos dice cuál es el número de protones, que es 38; el número másico

(protones + neutrones) nos informa del número de neutrones de este isótopo: 88 − 38 = 50. Por

tanto tiene 38 protones y 50 neutrones.

d) El electrón diferenciador (el último añadido) es el segundo del orbital 5s, por lo que sus números

cuánticos son: n = 5 (por el nivel), ℓ = 0 (s significa nivel ℓ = 0), mℓ = 0 (es la única posibilidad

para ese valor de ℓ) y la segunda posibilidad de valor de spin (−½). Por ello podemos afirmar que se

trata del electrón (5, 0, 0, −½).




63.– El número atómico de dos elementos A y B es 17 y 21, respectivamente.

a) Escriba la configuración electrónica en estado fundamental y el símbolo de cada uno.

b) Escriba el ion más estable de cada uno.

c) ¿Cuál de esos dos iones posee mayor radio? Justifique la respuesta.

a) Z = 17: 1s2 2s2p6 3s2p5; Z = 21: 1s2 2s2p6 3s2p6d1 4s2 ; b) Cl−; Sc

3+ ; c) El Cl

−

(isoelectrónico con menos protones).

Solución: a) A Z = 17 ║ Cloro, Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ; B Z = 21 ║ Escandio, Sc:

1s2 2s2p6 3s2p6d1 4s2.

b) El Cloro es un halógeno, y por tanto es no metal, y tiene una gran tendencia a captar el electrón

que le falta en la última capa (estado de ox más probable: −1): Cl−: 1s2 2s2p6 3s2p6. El escandio

es un metal de transición por lo que tendrá tendencia a ceder el electrón solitario de la capa 3d y los

dos más externos de la capa 4s (estado de oxidación más probable: +3): Sc3+

: 1s2 2s2p6 3s2p6.

c) El ion Cl− tendrá mayor radio iónico que el Sc

3+, ya que ambos iones son isoelectrónicos (tienen

18 electrones y en las mismas capas) pero el Cl− tiene menos protones en el núcleo por lo que atrae

menos a los electrones y estos se encuentran más lejos: r(Cl−) ≈ 181 pm > r(Sc

3+) ≈ 81 pm.

64.– El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente: n(A) = 9;

n(B) = 16; n(C) = 17; n(D) = 19; n(E) = 20. Razone:

a) cuál es el más electronegativo;

b) cuál posee menor energía de ionización;

c) cuál puede convertirse en anión divalente estable.

a) El flúor ; b) El potasio ; c) S2−

.


A: Z = 9 ║ Flúor, F: 1s2 2s2p5 ; B: Z = 16 ║ Azufre, S: 1s2 2s2p6 3s2p4 ;

C: Z = 17 ║ Cloro, Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ; D: Z = 19 ║ Potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ;

E: Z = 20 ║ Calcio, Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

a) El más electronegativo es el flúor ya que está más arriba y a la derecha de la TP que los demás:

χ(F) ≈ 3,98 > χ(Cl) ≈ 3,16 > χ(S) ≈ 2,58 >> χ(Ca) ≈ 1,00 > χ(K) ≈ 0,82.

b) La primera energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

Ei(K) ≈ 419 < Ei(Ca) ≈ 590 << Ei(S) ≈ 1 000 < Ei(Cl) ≈ 1 251 < Ei(F) ≈ 1 681 (todos los datos en

kJ mol−1). Por tanto el de menor energía de ionización es el potasio.

c) Como el F y el Cl son halógenos (número de oxidación más probable: −1) y el potasio es alcalino

(número de oxidación más probable: +1), los dos que pueden ser divalentes son el calcio

(alcalinotérreo con número de oxidación más probable: +2) que formará cationes y el azufre (número

de oxidación más probable: −2) que es el que forma aniones divalentes estables, al captar dos e− para

alcanzar la estructura de octete completo: S2−

║ Z = 16 ➔ 18 e−: 1s2 2s2p6 3s2p6.

65.– El número de protones presente en el núcleo de los siguientes elementos es: A (n = 9);

B (n = 16); C (n = 17); D (n = 18) y E (n = 19). Indique, razonando la respuesta, cuál de

ellos es:

a) un metal alcalino;

b) el más electronegativo;

c) el de menor potencial de ionización;

d) un gas noble.

a) El potasio ; b) El flúor ; c) El potasio ; d) El argon.


A: Z = 9 ║ Flúor, F: 1s2 2s2p5 ; B: Z = 16 ║ Azufre, S: 1s2 2s2p6 3s2p4 ; C: Z = 17 ║ Cloro, Cl:

1s2 2s2p6 3s2p5 ; D: Z = 18 ║ Argon, Ar: 1s2 2s2p6 3s2p6 ; E: Z = 19 ║ Potasio, K:

1s2 2s2p6 3s2p6 4s1.

a) El metal alcalino es el potasio, ya que tiene de configuración externa 4s1.

b) El más electronegativo es el flúor ya que está más arriba y a la derecha de la TP que los demás:

χ(F) ≈ 3,98 > χ(Cl) ≈ 3,16 > χ(S) ≈ 2,58 >> χ(K) ≈ 0,82. El argon, al ser un gas noble, no tiene

electronegatividad, ya que no tiene ninguna tendencia a atraer un par electrónico compartido.

c) El potencial de ionización (energía de ionización) es la energía que hay que suministrar a un

átomo de un elemento en estado gaseoso para que pierda un electrón. La primera energía de

ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

Ei(K) ≈ 419 < Ei(S) ≈ 1 000 < Ei(Cl) ≈ 1 251 < Ei(Ar) ≈ 1 521 < Ei(F) ≈ 1 681 (todos los datos en

kJ mol−1). Por tanto el de menor energía de ionización es el potasio. Se puede dudar si es mayor la

del flúor o la del argon, ya que uno está más arriba y el otro más a la derecha, pero no importa en la

respuesta ya que piden el de menor potencial de ionización.

d) Es el argon, ya que tiene la última capa completa.

66.– En cada uno de los siguientes pares de átomos o iones, indique, razonando su respuesta, cuál

de las dos especies tiene mayor radio:

a) El elemento de Z = 19 o su ion más probable.

b) El elemento de Z = 15 o el de Z = 33.

c) El elemento de Z = 35 o su ion más probable.

d) El elemento de Z = 12 o el de Z = 20.

a) r(K) > r(K+) ; b) r(Z = 33) > r(Z = 15) ; c) r(Br

−) > r(Br) ; d) r(Z = 20) > r(Z = 12).

Solución: a) Como sabemos el número atómico, podemos saber la configuración electrónica que es:

K: Z = 19 ║ 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1. El ion más probable se forma al perder el electrón externo, porque

adquiere configuración de gas noble: K+ ║ Z = 19 ➔ 18 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6. Será mayor el átomo

neutro ya que tiene electrones en una capa más que el ion, para el mismo n.º de protones:

r(K) ≈ 243 pm >> r(K+) ≈ 133 pm.

b) El elemento con Z = 15 se encuentra en el grupo 15 y en el periodo 3 mientras que el elemento

con Z = 33 se encuentra en el grupo 15 y en el periodo 4. Como dentro de un grupo el radio atómico

aumenta a medida que lo hace el número atómico el mayor será el segundo:

r(As) ≈ 114 pm > r(P) ≈ 98 pm.

c) La configuración electrónica es: Z = 35 ║ 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5. El ion más probable se

forma al ganar un electrón, porque adquiere configuración de gas noble:

X− ║ Z = 35 ➔ 36 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6. Será mayor el del anión ya que tiene un electrón más

(lo que aumenta el efecto de repulsión entre ellos) mientras que la atracción entre protones y

electrones no cambia: r(Br−) ≈ 195 pm >> r(Br) ≈ 94 pm.

d) El elemento con Z = 12 se encuentra en el grupo 2 y en el periodo 3 mientras que el elemento

con Z = 20 se encuentra en el grupo 2 y en el periodo 4. Como dentro de un grupo el radio atómico

aumenta a medida que lo hace el número atómico el mayor será el segundo:

r(Ca) ≈ 194 pm > r(Mg) ≈ 145 pm.

67.– En relación con la estructura atómica:

a) Escriba el nombre y la configuración electrónica completa y ordenada de los elementos de

número atómico 15, 19, 23 y 34.

b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund y deduzca razonadamente

cuántos electrones desapareados tiene cada uno de los elementos, antes citados, en su estado

fundamental.

a) Fósforo: 1s2 2s2p6 3s2p3; potasio: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; vanadio: 1s2 2s2p6 3s2p6d3 4s2; selenio:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4 ; b) Pauli: “No puede haber coincidencia en los cuatro números

cuánticos de dos electrones del mismo átomo”; Hund: “El número cuántico de spin para los

electrones con igual valor de n y de ℓ de un mismo átomo ha de ser igual siempre que sea posibleˮ;

P: 3 e−; K: 1 e

−; V: 3 e

−; Se: 2 e

−.


por lo que las configuraciones serán: Z = 15 ║ Fósforo, P: 1s2 2s2p6 3s2p3 ; Z = 19 ║ Potasio, K:

1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; Z = 23 ║ Vanadio, V: 1s2 2s2p6 3s2p6d3 4s2 ; Z = 34 ║ Selenio, Se:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4.

b) El principio de exclusión de Pauli nos dice que no puede haber, en un mismo átomo, dos

electrones con los cuatro números cuánticos iguales. La regla de máxima multiplicidad de Hund nos

dice que, en un átomo, los electrones que se sitúen en orbitales con la misma energía (con el mismo

valor de n y de ℓ) han de hacerlo de la forma más desapareada posible. Por tanto podemos decir que

el fósforo tiene tres electrones desapareados: 3s2 ↑↓ 3p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓; el potasio tiene solo uno:

4s1 ↑↓; el vanadio tiene también tres: 3d3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4s2 ↑↓; y el selenio, dos:

4s2 ↑↓ 4p4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ .




68.– En relación con los números cuánticos:

a) defina los números cuánticos, su significado y posibles valores;

b) deduzca qué valores de n, ℓ y m puede tener cada orbital de la subcapa “5d”.

a) Cuatro números que resuelven la situación de un electrón en la Mecánica cuántica; n, tamaño,

valor de 1 a ∞; ℓ, forma, valor entre 0 y n − 1; mℓ, orientación, valor entre −ℓ y ℓ; ms, sentido de

giro del electrón, −½ o +½ ; b) n = 5, ℓ = 2; mℓ = [0, 1, −1, 2, −2].



informan del estado de un electrón en el átomo. Son: n, número cuántico principal que representa

el tamaño del orbital y es un número natural, excluyendo el cero; ℓ, número cuántico secundario,

que representa la forma del orbital con un valor entero comprendido entre 0 y n − 1; mℓ, número

cuántico magnético, que describe la orientación del orbital, con valor entero entre −ℓ y ℓ; y ms,

número cuántico de espín, que representa el sentido del momento angular del electrón, y que solo

puede valer −½ o +½.

b) 5d n = 5, por ser ese el número que presenta el orbital ; ℓ = 2, porque es el valor que

equivale al tipo d ; mℓ puede presentar 5 valores: 0, 1, −1, 2 y −2, dando lugar a los

distintos subtipos.

69.– En relación con los números cuánticos:

a) defina el principio de exclusión de Pauli;

b) ¿qué define cada conjunto de números cuánticos n, ℓ y mℓ? Razonando la respuesta

deduzca si puede existir, en un átomo, más de un electrón con los siguientes números

cuánticos: n = 2, ℓ = 1 y mℓ = 0;

c) En un átomo cuántos electrones, como máximo, pueden tener los siguientes valores de los

números cuánticos n = 3 y ℓ = 2? ¿Que define cada conjunto de números cuánticos n

y ℓ?

a) En un átomo los electrones no pueden tener los mismos valores de los cuatro números cuánticos

; b) Un orbital. Sí; cada orbital puede contener hasta dos electrones: (2, 1, 0, +½) y

(2, 1, 0, −½) ; c) Hasta 10 electrones; Un subnivel electrónico del átomo.

Solución: a) El principio de exclusión de Pauli manifiesta la condición de que, en un mismo átomo,

no puede haber dos electrones con los mismos valores de los cuatro números cuánticos.

b) En un átomo, cada combinación de los números n, ℓ y mℓ nos define cada uno de los

orbitales que tiene. Cada uno, a su vez, puede contener hasta dos electrones (ya que permite dos

valores del número cuántico de espín, ms. Con los números cuánticos dados existen dos electrones,

en el subnivel 2pz: (2, 1, 0, +½) y (2, 1, 0, −½).

c) Los números cuánticos dados definen los subniveles 3d. Por lo tanto puede haber hasta

10 electrones. La combinación de los números n y ℓ definen cada uno de los subniveles asociados a

cada uno de los niveles electrónicos del átomo.

70.– Escriba dos posibles combinaciones de números cuánticos para un electrón situado en un

orbital 3p.

(3, 1, 0, +½); (3, 1, +1, +½); (3, 1, −1, +½); (3, 1, 0, −½); (3, 1, +1, −½) y (3, 1, −1, −½).

Solución: Los números cuánticos que se corresponden con un electrón 3p son: n = 3, ya que ese es

el número del nivel y ℓ = 1 (que es el que corresponde con la letra p). Por tanto, los 6 e− serían:

3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ (3, 1, 0, +½); 3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ (3, 1, 1, +½); 3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ (3, 1, −1, +½);

3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ (3, 1, 0, −½); 3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ (3, 1, 1, −½) y 3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ (3, 1, −1, −½).

71.– Escriba la configuración electrónica de:

a) un átomo neutro de número atómico 35;

b) el ion F−;

c) un átomo neutro con cuatro electrones de valencia, siendo los números cuánticos principal,

n, y secundario, ℓ, de su electrón diferenciador n = 2 y ℓ = 1.

a) Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5 ; b) F−: 1s2 2s2p6 ; C: 1s2 2s2p2.

Solución: a) La configuración pedida, que corresponde al elemento bromo, Br, es la siguiente:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5.

b) El ion F−, por tener el flúor el valor de número atómico Z = 9, tiene diez electrones y su

configuración será: 1s2 2s2p6.

c) El electrón diferenciador dado tiene de números cuánticos (2, 1, 1, +½), que es el primer

electrón del orbital 2px, ya que tiene como electrones de valencia los dos electrones 2s y 2 electrones

2p. Por tanto corresponde al carbono, de configuración 1s2 2s2p2.

72.– Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes:

O2−

, Mg2+

, Na+, Al

3+ y Ne, ¿cuál tiene menor radio? Justifique la respuesta.

O: 1s2 2s2p4; Mg: 1s2 2s2p6 3s2; Na: 1s2 2s2p6 3s1; Al: 1s2 2s2p6 3s2p1; Ne: 1s2 2s2p6 ; todas las

especies planteadas son isoelectrónicas: 1s2 2s2p6 ; El menor radio como especie lo tiene el Al3+

y como átomo neutro el Ne.

Solución: Las configuraciones serán: O2−

: Z = 8 ║ O: 1s2 2s2p4 ; Mg2+

: Z = 12 ║ Mg:

1s2 2s2p6 3s2 ; Na+: Z = 11 ║ Na: 1s2 2s2p6 3s1 ; Al

3+: Z = 13 ║ Al: 1s2 2s2p6 3s2p1 ;

Ne: Z = 10 ║ Ne: 1s2 2s2p6.

Todas las especies planteadas son isoelectrónicas: 1s2 2s2p6, por lo que el Al3+

será el más

pequeño ya que tiene el mismo número de electrones que los demás pero teniendo más protones, por

lo que les atrae en mayor medida.

r(Al3+

) ≈ 57 pm < r(Mg2+

) ≈ 78 pm < r(Na+) ≈ 98 pm < r(Ne) ≈ 78 pm < r(O

2−) ≈ 140 pm.

Si hablamos de los átomos neutros, el más grande es el sodio, ya que está más abajo y más a la

izquierda de los demás en la Tabla periódica y el más pequeño el neon.

r(Na) ≈ 190 pm > r(Mg) ≈ 145 pm > r(Al) ≈ 118 pm >> r(O) ≈ 48 pm > r(Ne) ≈ 38 pm.

73.– Escriba las configuraciones electrónicas de los elementos con Z = 17, Z = 19, Z = 35

y Z = 11 e indique razonadamente:

a) cuál está en el mismo en el mismo periodo que el elemento con Z = 17;

b) cuál está en el mismo en el mismo grupo que el elemento con Z = 17;

c) cuál es el más electronegativo.

Z = 17 ║ Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5; Z = 19 ║ K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; Z = 35 ║ Br:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; Z = 11 ║ Na: 1s2 2s2p6 3s1 ; a) El Na ; b) El Br ; c) Es el propio

Cloro (Z = 17).

Solución: Teniendo en cuenta el valor del número atómico, que coincide con el de electrones en la

configuración electrónica, en el caso de átomos neutros, podemos deducir que:

Z = 17 ║ Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ; Z = 19 ║ K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; Z = 35 ║ Br:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5 ; Z = 11 ║ Na: 1s2 2s2p6 3s1.

a) En el mismo periodo que el cloro, Cl, (Z = 17), está el sodio, Na, (Z = 11), ambos en el 3.º.

b) En su mismo grupo (grupo 17, halógenos) está el bromo, Br, (Z = 35).

c) El más electronegativo es el cloro ya que está más arriba y a la derecha de la TP que los demás.

χ(Cl) ≈ 3,16 > χ(Br) ≈ 2,96 > χ(Na) ≈ 0,93 > χ(K) ≈ 0,82.

74.– Escriba las configuraciones electrónicas de los elementos oxígeno, magnesio,

escandio y hierro y las de los iones más frecuentes de cada uno de los elementos anteriores.

Datos: Números atómicos: O (Z = 8) ; Mg (Z = 12) ; Sc (Z = 21) ; Fe (Z = 26)

O: 1s2 2s2p4; Mg: 1s2 2s2p6 3s2; Sc: 1s2 2s2p6 3s2p6d1 4s2; Fe: 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2 ;

O2−

: 1s2 2s2p6; Mg2+

: 1s2 2s2p6; Sc2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6d1; Sc3+

: 1s2 2s2p6 3s2p6;

Fe2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6d6; Fe3+

: 1s2 2s2p6 3s2p6d5.

Solución: Las configuraciones de los elementos dados son: oxígeno, O (Z = 8): 1s2 2s2p4 ;

magnesio, Mg (Z = 12): 1s2 2s2p6 3s2 ; escandio, Sc (Z = 21): 1s2 2s2p6 3s2p6d1 4s2 y hierro, Fe

(Z = 26): 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2.

Los iones más frecuentes los deducimos viendo la configuración electrónica. El oxígeno tendrá

tendencia a captar dos electrones: O2−

: 1s2 2s2p6. El magnesio los perderá: Mg2+

: 1s2 2s2p6.

El escandio también los perderá pero, en este caso, también puede perder el electrón 3d: Sc2+

:

1s2 2s2p6 3s2p6d1 ; Sc3+

: 1s2 2s2p6 3s2p6. Por último, el hierro puede perder los electrones s, que

son los más exteriores, pero a su vez también un electrón d para dejar la capa medio llena

(configuración muy estable): Fe2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6d6 ; Fe3+

: 1s2 2s2p6 3s2p6d5.

75.– Explique cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los números

cuánticos dados en los apartados siguientes:

a) n = 2

b) n = 3 y ℓ = 1

c) n = 4, ℓ = 2 y mℓ = 1

d) n = 3, ℓ = 2 , mℓ = 0 y ms = +½.

a) 8 e− ; b) 6 e

− ; c) 2 e

− ; d) 1 e

−.

Solución: a) Hay 8 electrones, ya que el número de electrones en un nivel es: 2 n2 = 2·22 = 8.

b) Como ℓ = 1 permite 3 valores de mℓ, (1, 0, −1), cada uno con 2 e−, ms, (+½, −½);

hay 6 e−.

c) Como hay un solo valor de mℓ permite 2 valores de ms, (+½, −½); hay 2 e−.

d) 1 electrón, ya que, como queda reflejado en el principio de exclusión de Pauli, no puede haber

dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.




76.– Explique de manera razonada si los siguientes enunciados son verdaderos o falsos:

a) En un orbital p caben como máximo 6 electrones. b) Existe un electrón con los siguientes números cuánticos (n, ℓ, m, s): (2, 2, 1, +½).

c) El radio de un elemento A siempre es inferior al radio del catión A+.

d) El radio del anión A− es mayor que el del elemento A.

a) Verdadera ; b) Falsa; n = 2 obliga a que ℓ valga 0 o 1 ; c) Falsa; r(A) > r(A+) ;

d) Verdadera; r(A−) > r(A).

Solución. a) Verdadera; la suma de los electrones de todos los orbitales np pueden llegar a tener,

como máximo, 6 ya que, para el valor dado de n, el valor de ℓ (que por ser p ha de ser 1) permite

que mℓ tenga, como máximo, tres valores (0, 1, −1), que a su vez admite dos valores de ms lo que

hace un total de 6 electrones.

b) Falsa; el valor de ℓ nunca puede alcanzar el mismo valor que n, ya que su valor máximo es n − 1.

c) Falsa. El de mayor radio es el átomo neutro ya que presenta el mismo número de protones que el

catión, pero tiene un electrón más: r(A) > r(A+).

d) Verdadera. El de mayor radio es el anión ya que presenta el mismo número de protones que el

átomo neutro, pero tiene un electrón más: r(A−) > r(A).

77.– Explique la veracidad o falsedad de los siguientes enunciados:

a) Para n = 2 hay 5 orbitales d.

b) En el orbital 3p el número cuántico n vale 1. c) El número máximo de electrones con la combinación de números cuánticos n = 4

y mℓ = −2 es 4.

78.– Explique la verdad o falsedad de los siguientes enunciados:

a) El número de orbitales en un subnivel m puede ser tres.

b) En el orbital 3p el número cuántico n vale 1.

a) Verdadera; 3s, 3p y 3d ; b) Falsa; su valor es 3.

Solución: a) El enunciado está previsiblemente mal, al preguntar por subnivel m. El subnivel m es

el que tiene un valor de ℓ igual a 10, lo que presumiblemente no es la intención del examinador, ya

que no se trabaja con subniveles por encima del f (ℓ = 3). Es más posible que su intención sea

preguntar por la capa M, que es a la que le corresponde el valor n = 3. En ese caso el enunciado

del apartado sería verdadero, ya que con ese valor de n hay tres orbitales, el 3s, el 3p y el 3d, aunque

si contamos los suborbitales tendría un total de 9.

b) Falsa. El número cuántico de un orbital es el número por el que empieza su nombre por lo que

en este caso es 3.

79.– Indique el máximo número de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes

números cuánticos, asigne los restantes y especifique los orbitales en los que pueden encontrarse

los electrones.

a) n = 2; s = +½.

b) n = 3; ℓ = 2.

c) n = 4; ℓ = 3; m = −2.

a) 4 e− ; b) 10 e

− ; c) 2 e

−.

Solución: a) Hay 4 electrones, ya que el número de electrones en un nivel es 2 n2 = 2·22 = 8,

pero solo podemos escoger los que tienen un valor de spin. Son: uno del orbital 2s: (2, 0, 0, +½)

y tres 2p: (2, 1, 0, +½), (2, 1, +1, +½) y (2, 1, −1, +½).

b) Como ℓ = 2 permite 5 valores de mℓ (2, 1, 0, −1, −2) cada uno con 2 e−, ms (+½, −½),

hay 10 e−. Son los 10 electrones 3d: (3, 2, 0, ½), (3, 2, +1, ½), (3, 2, −1, ½),

(3, 2, +2, ½) y (3, 2, −2, ½).

c) Como un solo valor de mℓ permite 2 valores de ms (+½, −½), hay 2 e−. Ambos son del nivel

3f.

80.– Indique los números cuánticos del electrón cuya notación es 4d6.

n = 4, ℓ = 2, mℓ = 0, ms = −½.

Solución: Los números cuánticos que se corresponden con el electrón 4d6 son:

n = 4, ya que ese es el número del nivel y ℓ = 2 (que es el que corresponde con la letra d).

Normalmente, se considera que se “van rellenando” empezando por el valor mℓ = 0 y en valores

crecientes, por lo que el sexto electrón del nivel 4d se correspondería con un valor mℓ = 0 (orbital

tipo d𝑧2) y con valor de spin negativo s = −½: 4d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ (4, 2, 0, −½).

81.– Indique los orbitales correspondientes a las siguientes combinaciones de números cuánticos

y el número máximo de electrones que puede haber en cada uno de ellos:

a) n = 3 y ℓ = 2;

b) n = 4 y ℓ = 0.

a) 3d10 ; b) 4s2.

Solución: a) El orbital con esos números cuánticos es el 3d, n = 3, y ℓ = 2 d (caben 10 e−).

b) Este es un orbital 4s, n = 4, y ℓ = 0 s (caben 2 e−).

82.– Indique los valores posibles de los números cuánticos del electrón diferenciador del arsénico,

sabiendo que el número atómico de este elemento es 33.

n = 4, ℓ = 1, mℓ = −1 y s = +½.

Solución: La configuración electrónica del arsénico es: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p3. El último

electrón añadido es el tercero de los electrones 4p por lo que los números cuánticos que le

corresponden son: n = 4, ya que ese es el número del nivel y ℓ = 1 (que es el que corresponde

con la letra p). Siguiendo el orden lógico de los demás números cuánticos estos deben ser mℓ = −1

y s = +½. Por lo tanto es: (4, 1, −1, +½).

83.– Indique para los elementos A, B y C cuyos números atómicos son, respectivamente,

13, 16 y 20,

a) su configuración electrónica;

b) el grupo y el periodo de la Tabla periódica en que se encuentra cada elemento.

c) Justifique cuál tendrá mayor energía de ionización.

a) Al: 1s2 2s2p6 3s2p1; S: 1s2 2s2p6 3s2p4; Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 ; b) Al: Per 3, G 13; S: Per 3,

G 16; Ca: Per 4, G 2 ; c) El S (está más arriba y más a la derecha en la TP).


Z = 13 ║ Al: 1s2 2s2p6 3s2p1; Z = 16 ║ S: 1s2 2s2p6 3s2p4; Z = 20 ║ Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

b) Z = 13, Al: Per 3, G 13; Z = 16,S: Per 3, G 16 ; Z = 20, Ca: Per 4, G 2.

c) El azufre tiene mayor energía de ionización, ya que está más a la derecha y más arriba que los

otros dos en la TP: Ei(S) ≈ 1 000 kJ mol−1 >> Ei(Ca) ≈ 590 kJ mol−1 > Ei(Al) ≈ 578 kJ mol−1. La

posición real del Ca y del Al está invertida porque la energía de ionización del calcio es mayor de

lo debido ya que todos sus niveles electrónicos están llenos, mientras que el aluminio tiene un

electrón solitario en el orbital 3p.

84.– Indique razonadamente cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son

correctas y, en su caso, el nombre de los orbitales que representan los valores de n y ℓ, así como

el número de electrones que pueden alojar dichos orbitales.

a) n = 2, ℓ = 0, mℓ = −1, ms = +½.

b) n = 3, ℓ = 2, mℓ = 1, ms = −½.

c) n = 2, ℓ = 1, mℓ = −1, ms = −½.

d) n = 1, ℓ = −1, mℓ = 0, ms = +½.

e) n = 4, ℓ = 3, mℓ = −2, ms = −½.

a y d) no son válidos ; b) Sí es válido, 3dxz, 10 e− ; c) Sí es válido, 2py, 6 e

− ; e) Sí es válido,

4f𝑧(𝑥2−𝑦2), 14 e−.

Solución: a) No es válido ya que mℓ debe oscilar entre ℓ y −ℓ.

b) Sí es válido y representa un orbital 3d donde caben 10 electrones. El orbital en concreto que

corresponde al valor de mℓ dado, 1, es el segundo orbital 3d, 3dxz, donde cabrían 2 electrones.

c) Sí es válido y representa un orbital 2p donde caben 6 electrones. El orbital en concreto que

corresponde al valor de mℓ dado, −1, es el tercer orbital 2p, 2py, donde cabrían 2 electrones.

d) No es válido ya que ℓ no puede ser negativo.

e) Sí es válido y representa un orbital 4f donde caben 14 electrones. El orbital en concreto que

corresponde al valor de mℓ dado, −2, es el quinto orbital 4f, 4f𝑧(𝑥2−𝑦2), donde cabrían 2 electrones.

85.– Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) “Un electrón situado en un orbital 2p podría representarse por los siguientes números cuánticos (2, 1, 0, ½)”.

b) “Un elemento químico que presenta propiedades químicas semejantes al carbono tiene de configuración electrónica de su capa de valencia ns2 np2”.

c) “Si un elemento químico que pertenece al grupo 2 pierde dos electrones adquiere una configuración electrónica en su capa de valencia correspondiente al grupo 18”.

Las tres son verdaderas.

Solución: a) Verdadera. La combinación de números dados corresponde al primer electrón del

orbital 2pz.

b) Verdadera. La configuración dada se corresponde con la de los elementos carbonoideos, cuyo

principal elemento representativo es el carbono. Todos los elementos con dicha configuración

electrónica fundamental de la capa de valencia tienen un comportamiento similar al del carbono,

aunque, a medida que aumenta el número atómico (y por tanto el valor de n), el comportamiento es

más metálico y menos oxidante.

c) Verdadera. La configuración electrónica fundamental de la capa de valencia de un elemento del

grupo 2 es ns2. Al perder estos dos electrones la capa externa desaparece convirtiéndose la capa

n−1 en la capa de valencia, por lo que esta presenta una configuración ns2p6 que corresponde al

grupo 18. Si el elemento estudiado es el Be, la nueva configuración externa sería solo 1s2, pero

también corresponde al grupo 18.




86.– Indique razonadamente para el elemento de número atómico 20 y número másico 40:

a) la composición del núcleo y de la corteza;

b) la estructura electrónica;

c) el ion más probable que puede originar, con la configuración electrónica correspondiente.

a) Núcleo: 20 protones y 20 neutrones; corteza: 20 electrones ; b) Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 ;

c) Ca2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6.

Solución: a) El número atómico nos indica tanto el número de protones del núcleo, 20, como el

número de electrones del átomo neutro, que debe ser el mismo: 20. El número másico nos informa

del número de nucleones (protones + neutrones) por lo que podemos saber que el número de

neutrones es 20. Por tanto, tiene un núcleo formado por 20 protones y 20 neutrones y una corteza

con 20 electrones.

b) Los 20 electrones se sitúan en la configuración electrónica pedida: Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

c) El ion más frecuente lo deducimos viendo la configuración electrónica. El calcio tenderá

habitualmente a perder dos electrones para conseguir la configuración estable de gas noble:

Ca2+

: 1s2 2s2p6 3s2p6. No hay otra posibilidad razonable.

87.– Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) El ion Ca2+ presenta un radio menor que el átomo de calcio.

b) Los átomos Na1123 y Na11

25 tienen el mismo número de protones.

c) Un átomo cuya configuración electrónica es 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5 pertenece al grupo 17 de la Tabla periódica.

d) Un posible conjunto para los números cuánticos de un electrón alojado en un nivel 5d es (5, 3, 0, −½).

a) Verdadera: r(Ca2+

) < r(Ca) ; b) Verdadera: Z(Na) = 11 ; c) Verdadera: ns2p5 corresponde al

grupo 17 ; d) Falsa: ℓ = 2 y no 3 como dice el enunciado.

Solución: a) Verdadera: El radio del catión es menor que el del átomo neutro debido a que tiene

menos electrones manteniendo los mismos protones (lo que supone menor repulsión interelectrónica

y la correspondiente disminución de tamaño). Además el átomo neutro tiene una capa más, ya que

la pérdida del electrón disminuye el número de capas de 4 a 3:

r(Ca2+

) ≈ 99 pm << r(Ca) ≈ 194 pm.

b) Verdadera: Los átomos de un elemento tienen siempre el mismo número de protones. En el caso

del Sodio, 11. Se diferencian en el número de neutrones, porque son isótopos diferentes.

c) Verdadera: La configuración electrónica externa ns2p5 corresponde a elementos del grupo 17

(halógenos), en el caso de que sea fundamental.

d) Falsa: El valor de n es correcto pero los orbitales d tienen como valor del número cuántico

secundario ℓ = 2 y no 3 como dice el enunciado.

88.– Indique razonadamente,

a) para el par de átomos sodio y magnesio, cuál posee mayor potencial de ionización;

b) para el par de átomos iodo y cloro, cuál posee mayor afinidad electrónica.

a) El magnesio: Ei(Mg) > Ei(Na) ; b) El cloro: Ae(Cl) > Ae(I).

Solución: a) El magnesio ya que, al tener mayor número atómico y encontrarse en el mismo periodo

que el sodio, su energía de ionización (que crece hacia arriba y hacia la derecha de la TP) ha de ser

mayor: Ei(Mg) ≈ 738 kJ mol−1 > Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1.

b) El cloro ya que, al encontrarse en el mismo periodo ambos y tener menor número atómico, su

afinidad electrónica (que crece hacia arriba y hacia la derecha de la TP) ha de ser mayor:

Ae(Cl) ≈ 349 kJ mol−1 > Ae(I) ≈ 295 kJ mol−1.

89.– Indique razonadamente:

a) qué tienen en común los siguientes átomos e iones: Cl−, Ar, S

2− y K

+;

b) cuál es el orden de los valores de potencial de ionización de estas especies.

a) Son isoelectrónicos y tienen la misma configuración electrónica ;

b) Ei(K+) > Ei(Ar) > Ei(Cl

−) > Ei(S

2−).

Solución: a) Dado que hay un átomo neutro, iones negativos y uno positivo, no puede ser en la

carga. Al ser elementos distintos tampoco puede ser el número de protones. El número de neutrones

no lo podemos saber, ya que no nos dan datos de número másico. Comprobamos si puede ser el

número de electrones. Las configuraciones electrónicas son: cloro, Cl− ║ Z = 17 ➔ 18 e

−:

1s2 2s2p6 3s2p6 ; argon, Ar ║ Z = 18: 1s2 2s2p6 3s2p6 ; azufre, S2−

║ Z = 16 ➔18 e−:

1s2 2s2p6 3s2p6 ; potasio, K+ ║ Z = 19 ➔18 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6. Por tanto son isoelectrónicos y

tienen la misma configuración electrónica que el argon.

b) La energía de ionización (potencial de ionización) es la energía que hay que suministrar a un

átomo (o un ion) de un elemento en estado gaseoso para quitarle un electrón. Como todos tienen el

mismo número de electrones y la misma configuración, pero distinto número de protones, será más

difícil (habrá que aportar más energía) quitarle el electrón a la especie que tenga más protones en el

núcleo, ya que atraerá más a los electrones. Por tanto el orden, en kJ mol−1, será:

Ei(K+) ≈ 3 052 > Ei(Ar) ≈ 1 521 > Ei(Cl

−) ≈ 349 > Ei(S

2−).

90.– Indique razonadamente:

a) la posición en la Tabla periódica y el estado de oxidación más probable de un elemento cuyos

electrones de mayor energía poseen la configuración 3s2;

b) si es metal o no metal un elemento de configuración electrónica de su capa de valencia

4s2p5;

c) por qué en los halógenos la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número

atómico del elemento.

91.– Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso su

respuesta:

a) La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 corresponde al estado fundamental de un átomo.

b) La configuración electrónica 1s2 2s2 2p7 3s1 es imposible.

c) Las configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1 y 1s2 2s2 2p5 2d1 3s2

corresponden a dos estados posibles del mismo átomo.

d) La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 corresponde a un elemento alcalinotérreo.

a) Verdadera; es el Sc ; b) Verdadera; no caben 7 e− en el 2p ; c) Falsa; no hay electrones 2d ;

d) Falsa; corresponde al Sc que es de transición (G 3).

Solución: a) Verdadera; es el estado electrónico fundamental del escandio, Sc.

b) Verdadera; el orbital 2p no puede contener 7 e−, ya que su capacidad máxima es de 6.

c) Falsa; es imposible que haya electrones del tipo 2d.

d) Falsa; corresponde al escandio, Sc, que es un elemento de transición del grupo 3.

92.– Indique, justificando brevemente la respuesta, cuáles de las siguientes combinaciones de

números cuánticos, listadas en orden n, ℓ, mℓ, ms, son imposibles para un electrón en un

átomo.

a) (4, 3, 2, 1).

b) (4, 2, −2, +½).

c) (1, 0, 0, 0).

Son imposibles la a) y la c) por ser enteros los valores de ms.

Solución: a) Es imposible porque ms solo puede valer +½ o −½ (números semienteros) y se da el

valor 1.

b) Es posible −es un electrón de tipo 4d (en concreto sería el quinto, 4d5)−.

c) No es posible ya que ms no puede ser nulo.

93.– Indique, justificando la respuesta, si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:

a) El radio atómico del magnesio es menor que el del sodio pero el radio del ion Mg2+ es

mayor que el del ion Na+.

b) El ion Br− y el ion Rb+

son isoelectrónicos y tienen la misma configuración electrónica.

Escriba las configuraciones electrónicas para justificarlo.

a) Falsa; sí se cumple que r(Mg) < r(Na) pero r(Mg2+

) < r(Na+) ; b) Verdadera.

Solución: a) Falsa; dentro de un periodo el radio atómico aumenta a medida que disminuye el

número atómico, por lo que la primera parte es verdadera: r(Mg) ≈ 145 pm < r(Na) ≈ 190 pm.

Pero el radio del Mg2+

ha de ser menor que el del Na+ ya que ambos son isoelectrónicos y el Mg

2+

tiene más protones en el núcleo que el Na+ por lo que atrae más a los electrones:

r(Mg2+

) ≈ 55 pm < r(Na+) ≈ 95 pm.

b) Verdadera; bromo, Br− ║ Z = 35 ➔36 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 ;

rubidio, Rb+ ║ Z = 37 ➔36 e

−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.




94.– Justificando su respuesta, ordene de mayor a menor:

a) el primer potencial de ionización de los siguientes elementos: Be ; Li ; F ; N;

b) el radio iónico de los iones: Be2+

; Li+; F

−; N

3−.

Datos: Números atómicos: Li (Z = 3) ; Be (Z = 4) ; N (Z = 7) ; F (Z = 9)

a) Ei(F) > Ei(N) > Ei(Be) > Ei(Li) ; b) r(N3−

) > r(F−) > r(Li

+) > r(Be

2+).

Solución: Todos los elementos dados están en el mismo periodo.

a) La primera energía de ionización aumenta a medida que lo hace el número atómico dentro del

mismo periodo de la TP (hacia la derecha) por lo que el orden será:

Ei(F) ≈ 1 681 kJ mol−1 > Ei(N) ≈ 1 402 kJ mol−1 >> Ei(Be) ≈ 900 kJ mol−1 > Ei(Li) ≈ 521 kJ mol−1.

b) Entre el Be2+

y el Li+ el menor radio iónico será el del primero, ya que los dos tienen dos

electrones pero en el núcleo del litio hay tres protones mientras que en el del berilio hay cuatro, por

lo que la atracción será mayor en este último y los electrones estarán más cerca del núcleo ocupando

menos espacio. El mismo razonamiento vale para el F− y el N

3− ya que en el núcleo del flúor hay

más protones por lo que su tamaño será menor. Por otro lado estos dos últimos han de ser de mayor

tamaño ya que tienen electrones en dos capas diferentes (con una carga global negativa) mientras

que los primeros solo tienen una capa (y además con carga neta positiva). Por tanto la secuencia

válida del tamaño de sus radios iónicos será:

r(N3−

) ≈ 171 pm > r(F−) ≈ 136 pm >> r(Li

+) ≈ 68 pm > r(Be

2+) ≈ 31 pm.

95.– Justifique qué especie de cada una de las parejas (átomos o iones) siguientes tiene mayor

volumen:

a) (Fe, Kr).

b) (Fe, K).

c) (Fe, C).

d) (Fe, Fe3+

).

a) El Fe ; b) El K ; c) El Fe ; d) El Fe.

Solución: Como los átomos se suponen esféricos, tendrá mayor volumen el de mayor radio.

a) Será mayor el Fe, ya que están en el mismo periodo y el radio crece hacia la izquierda de la TP:

r(Fe) ≈ 156 pm > r(Kr) ≈ 88 pm.

b) Será mayor el K, ya que también están en el mismo periodo y el radio crece hacia la izquierda de

la TP: r(K) ≈ 243 pm > r(Fe) ≈ 156 pm.

c) Será mayor el Fe, el radio crece hacia abajo y hacia la izquierda de la TP, y el hierro cumple las

dos condiciones: r(Fe) ≈ 156 pm > r(C) ≈ 67 pm.

d) Será mayor el Fe porque, teniendo el mismo número de protones en el núcleo, tiene menos

electrones, que se repelerán menos entre sí y permanecerán más juntos. Además el Fe tiene cuatro

niveles electrónicos mientras que el Fe3+

solo tiene tres: r(Fe) ≈ 156 pm >> r(Fe3+

) ≈ 67 pm.

96.– Justifique qué especie de cada una de las parejas siguientes tiene un radio mayor:

a) Fe, K.

b) Si, C.

c) Na, Na+.

d) Cl−, K

+.

a) r(K) > r(Fe) ; b) r(Si) > r(C) ; c) r(Na) > r(Na+) ; d) r(Cl

−) > r(K

+).

Solución: a) Dentro de un periodo el radio atómico aumenta a medida que disminuye el número

atómico, por lo que el mayor será el potasio: r(K) ≈ 243 pm > r(Fe) ≈ 156 pm.

b) Dentro de un grupo el radio atómico aumenta con el número atómico, por lo que el mayor será

el Silicio: r(Si) ≈ 111 pm > r(C) ≈ 67 pm.

c) Será el Na. El radio del ion Na+ es menor que el del átomo neutro debido a que, teniendo ambos

el mismo número de protones en el núcleo, el primero tiene menos electrones que el segundo en las

capas electrónicas y, además, tiene una capa menos por haber perdido el único electrón que tenía en

la 3.ª capa: r(Na) ≈ 190 pm >> r(Na+) ≈ 95 pm.

d) Dado que ambos tienen la misma configuración electrónica, el mayor debe ser el Cl− porque tiene

menos protones en el núcleo que crean menor atracción culombiana sobre los electrones que la que

crea el K+: r(Cl

−) ≈ 181 pm > r(K

+) ≈ 133 pm.

97.– Justifique si los siguientes grupos de tres números cuánticos n, ℓ y mℓ,

respectivamente, son o no permitidos. En caso afirmativo, indique a qué tipo de orbital

corresponde según los valores de n y ℓ:

a) 4, 2, −2;

b) 3, 1, 0;

c) 3, 1, 2;

d) 3, 2, −1;

e) 2, 1, 0.

a) 4d ; b) 3p ; c) No es posible ; d) 3d ; e) 2p.

Solución: Son posibles los orbitales que cumplen todas las normas de los tres primeros números

cuánticos: n ha de ser un número entero igual o mayor a 1; ℓ ha de ser un número entero positivo

(incluido el 0) menor que n y mℓ ha de ser un número entero cuyo valor absoluto no supere el de ℓ.

a) Es posible y es un orbital 4d (en concreto el 4d𝑥2−𝑦2).

b) Es posible y es un orbital 3p (en concreto el 3pz).

c) No es posible ya que |mℓ| > ℓ.

d) Es posible y es un orbital 3d (en concreto el 3dyz).

e) Es posible y es un orbital 2p (en concreto el 2pz).

98.– La configuración electrónica de un átomo de un elemento es: 1s2 2s2p6 3s2p6 5s1. Razone

cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento:

a) El átomo está en su estado fundamental. b) Pertenece al grupo de los alcalinos.

c) Pertenece al período 5 de la Tabla periódica.

d) Tiene carácter metálico.

a) Falsa; es una configuración excitada ; b) Verdadera ; c) Falsa; es al 4.º ; d) Verdadera.

Solución: a) Falsa. Tiene un electrón en el nivel 5s cuando todavía tiene el 4s vacío.

b) Verdadera: Dado que la configuración electrónica fundamental es 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1, y que

su número atómico es Z = 19, el elemento es el potasio, K, que pertenece a los alcalinos.

c) Falsa. Pertenece al 4.º periodo, por ser este el valor de n más alto que alcanza en su configuración

fundamental.

d) Verdadera. Al tener un solo electrón en la última capa, tiene tendencia a perderlo, por lo que se

comporta como un elemento con carácter metálico.

99.– La configuración electrónica del último nivel energético de un elemento es 4s2p3. De

acuerdo con este dato:

a) deduzca la situación de dicho elemento en la Tabla periódica;

b) escriba los valores posibles de los números cuánticos para su último electrón;

c) deduzca cuántos protones tiene un átomo de dicho elemento;

d) deduzca los estados de oxidación más probables de este elemento.

a) As: G 15, Per 4 ; b) (4, 1, −1, +½) ; c) 33 protones ; d) 0, −3, +3 y +5.

Solución: a) La configuración electrónica completa debe ser 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p3, por lo que

tiene 33 electrones. Es el arsénico, As, que se encuentra en el periodo 4 y en el grupo 15

(nitrogenoideos).

b) El electrón 4p3 tiene de números cuánticos n = 4 (por el nivel), ℓ = 1 (p significa nivel ℓ = 1),

mℓ = −1 (por el orden natural) y en la primera posibilidad con el spin desapareado: +½.

c) Por tener 33 electrones en estado neutro su número atómico Z vale 33.

d) Aparte de su neutralidad (número de oxidación 0), al tener cinco electrones en la última capa,

tenderá principalmente a ganar 3. Con elementos más electronegativos tendremos que entrar en más

detalle. Los valores de estados de oxidación positivos de los no metales se corresponden a estados

de compartición electrónica. Teniendo en cuenta solo los orbitales de la última capa, el arsénico

tiene orbitales en el nivel 4 que le permiten otra posibilidad. Sin cambiar la configuración

fundamental se puede concluir que el número de oxidación sería +3 o −3 en función de la

electronegatividad del elemento con el que se combina:

4s ↑↓ 4p ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ .

Pero si se aporta el mínimo de energía necesario para que un electrón pase del nivel 4s al nivel 4d,

la posibilidad de número de oxidación podría ser también +5 (no sería −5 porque un elemento menos

electronegativo que el arsénico no podría aportar el exceso de energía necesario para la excitación):

4s ↑↓ 4p ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ .

El hecho de poder formar un número mayor de enlaces, 5, aporta estabilidad energética que

compensa el aporte previo de energía para llegar a la configuración excitada.




100.– La primera energía de ionización del fósforo es de 1 012 kJ mol−1 y la del azufre de

999,5 kJ mol−1. Defina energía de ionización e indique razonadamente si los valores anteriores

son los que cabe esperar para la configuración electrónica de los dos elementos.

Energía que hay que aportar a un átomo en estado gaseoso para hacerle perder un electrón ; No

es la que cabía esperar ya que el S está a la derecha del P lo que debería hacer que su Ei fuese

mayor.

Solución: La energía de ionización (potencial de ionización) es la energía que hay que suministrar

a un átomo de un elemento en estado gaseoso para que pierda un electrón. Varía, dentro de un

periodo de la TP (incluyendo los gases nobles), aumentando con el número atómico y, dentro de un

grupo, aumenta a medida que disminuye el número atómico. Por lo tanto, el orden que corresponde

a los dos elementos dados sería: Ei(P) < Ei(S), lo que no coincide con los valores dados. Es una

anomalía de las propiedades periódicas de la TP.

Se debe a que la pérdida de un electrón para el azufre le da la configuración de capa de valencia

3s2p3, lo que hace que el nivel p esté semilleno, que es más estable que la configuración de valencia

que presenta el P, que es 3s2p2, y que carece de niveles semillenos.

101.– La primera y segunda energía de ionización para el átomo A, cuya configuración electrónica

es 1s2 2s1, son 520 y 7 300 kJ mol−1, respectivamente.

a) Indique qué elemento es A, así como el grupo y periodo a los que pertenece.

b) Defina el término energía de ionización. Justifique la gran diferencia existente entre los

valores de la primera y la segunda energía de ionización del átomo A.

c) Ordene las especies A, A+ y A

2+ de menor a mayor tamaño. Justifique la respuesta.

d) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la especie iónica A+?

a) Li, G 1, Per 2 ; b) Para formarse A2+

se ha debido quitar un electrón de una capa completa

del Litio rompiendo una estructura de gas noble ; c) r(A2+

) < r(A+) < r(A) ; d) El He: 1s2.

Solución: a) El elemento es el litio, Li, que se encuentra en el grupo 1 (alcalinos) y periodo 2.

b) Energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo de un elemento en estado

gaseoso para que pierda un electrón. La primera energía de ionización hace que se transforme en un

catión positivo, A+, de configuración 1s2. La segunda lo transforma en un catión positivo, A

2+, de

configuración 1s1. Como debe perder un electrón de una capa muy cercana al núcleo interna que

además está completa es necesario un aporte energético muy elevado, ya que se rompe una estructura

de gas noble.

c) Cuanto mayor sea la carga positiva del ion de un determinado elemento, menor será su radio ya

que el mismo número de protones atraen un menor número de electrones y disminuye el efecto

pantalla. Además cada vez hay menos niveles: r(A2+

) < r(A+) << r(A).

d) El helio, He: 1s2.

102.– La siguiente tabla proporciona los valores de las energías de ionización (eV) de tres

elementos.

Energía de ionización (eV) 1.ª 2.ª 3.ª 4.ª

Li 5,4 75,6 122,5 −−−−−

Na 5,1 47,3 71,9 99,1

K 4,3 31,8 46,1 61,1

a) ¿Por qué la primera energía de ionización disminuye del litio al potasio?

b) ¿Por qué la segunda energía de ionización de cada elemento es mucho mayor que la

primera?

c) ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del litio?

103.– La Tabla periódica se estructura en 18 grupos y 7 períodos:

a) ¿Cómo se caracterizan los elementos de un mismo período?

b) Deduzca la configuración electrónica de un elemento con número atómico Z = 18.

c) Para el elemento anterior y a partir de su configuración, determine el grupo y el período que

ocupa en la Tabla periódica.

d) ¿Qué es lo que caracteriza la estructura electrónica de los elementos de este grupo?

e) El Helio (Z = 2) constituye un ejemplo ilustrativo del apantallamiento entre electrones. ¿A

lo largo de un grupo, cómo varía el efecto de la carga nuclear efectiva sobre el electrón más

externo?

104.– Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones: X 1s2 2s2p1

; Y 1s2 2s2p5 ; Z 1s2 2s2p6 3s2.

a) Indique el grupo y el periodo en el que se encuentran.

b) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad.

c) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización?

a) X (B), G 13, Per 2; Y (F), G 17, Per 2; Z (Mg), G 2, Per 3 ; b) χ(Mg) < χ(B) < χ(F) ; c) El

de mayor energía de ionización es el F.

Solución: a) El elemento X es el boro, B, del periodo 2 y grupo 13 (térreos o boroideos) ; el Y es

el flúor, F, del periodo 2, grupo 17 (halógenos) ; el Z es el magnesio, Mg, del periodo 3 y grupo 2

(alcalinotérreos).

b) La electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

Mg (χ ≈ 1,31) < B (χ ≈ 2,04) << F (χ ≈ 3,98).

c) La energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

Ei(F) ≈ 1 681 kJ mol−1 >> Ei(B) ≈ 801 kJ mol−1 > Ei(Mg) ≈ 738 kJ mol−1.

105.– Los elementos Na, Al y Cl tienen de números atómicos 11, 13 y 17,

respectivamente.

a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento.

b) Escriba la configuración electrónica de los iones Na+, Al

3+ y Cl

−.

c) Ordene, de forma razonada, los radios de los iones anteriores.

a) Na: 1s2 2s2p6 3s1; Al: 1s2 2s2p6 3s2p1; Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 ; b) Na+: 1s2 2s2p6; Al

3+: 1s2 2s2p6;

Cl−: 1s2 2s2p6 3s2p6 ; c) r(Al

3+) < r(Na

+) < r(Cl

−).

Solución: a) Las configuraciones son: sodio, Na ║ Z = 11: 1s2 2s2p6 3s1 ; aluminio,

Al ║ Z = 13: 1s2 2s2p6 3s2p1 ; cloro, Cl ║ Z = 17: 1s2 2s2p6 3s2p5.

b) Las configuraciones de los iones son: sodio, Na+ ║ Z = 11➔10 electrones: 1s2 2s2p6 ;

aluminio, Al3+

║ Z = 13➔10 electrones: 1s2 2s2p6 ;

cloro, Cl− ║ Z = 17➔18 electrones: 1s2 2s2p6 3s2p6.

c) Como el radio que debemos comparar es el de iones y no el de átomos, comprobamos que, al

tener 10 electrones tanto el Na+ como el Al

3+, y tener el Na

+ menos protones en el núcleo (lo que

hace que a su vez atraiga menos a los electrones), es el de tamaño mayor. Por otro lado el Cl− será

mucho mayor que ambos, ya que, aparte de que tiene una capa más, es un anión por lo que tiene más

electrones repeliéndose entre ellos que protones para atraerlos desde el núcleo:

r(Al3+

) ≈ 57 pm < r(Na+) ≈ 98 pm << r(Cl

−) ≈ 181 pm.




106.– Los elementos que se designan con las letras A, B, C, D y E (no se trata de sus

símbolos químicos) ocupan las posiciones que se indican en la siguiente Tabla periódica vacía:

A B

C D

E

a) Escriba las configuraciones electrónicas de dichos elementos.

b) Basándose en ellas, justifique si son o no ciertas las siguientes afirmaciones:

b.1) La primera energía de ionización de E es mayor que la de A.

b.2) D es un gas noble y E un metal alcalinotérreo.

b.3) La afinidad electrónica (en valor absoluto) de B es mayor que la de A.

b.4) El radio atómico de C es mayor que el de B.

b.5) La electronegatividad de E es mayor que la de B.

a) A: 1s2 2s2; B: 1s2 2s2p5; C: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; D: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6; E:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1 ; b.1), b.2) y b.5) Falsas; b.3) y b.4) Verdaderas.

Solución: a) A: berilio, Be (Z = 4): 1s2 2s2; periodo 2, grupo 2 (alcalinotérreos);

B: flúor, F (Z = 9): 1s2 2s2p5; periodo 2, grupo 17 (halógenos);

C: bromo, Br (Z = 35): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; periodo 4, grupo 17 (halógenos);

D: kripton, Kr (Z = 36): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6; periodo 4, grupo 18 (gases inertes);

E: rubidio, Rb (Z = 37): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1; periodo 5, grupo 1 (alcalinos).

b.1) Falsa; la energía de ionización crece hacia arriba y hacia la derecha de la TP ya que es más

fácil arrancar un electrón de un átomo cuando este está solo en su orbital que cuando hay otros

compartiendo orbital con él ; b.2) Falsa; D es un gas noble pero E es un metal alcalino ; b.3)

Verdadera; la afinidad electrónica se da en elementos con capas electrónicas casi llenas y con

protones que no estén apantallados por muchas capas electrónicas por lo que crece su valor hacia

arriba y hacia la derecha de la TP ; b.4) Verdadera; el radio atómico crece principalmente hacia

abajo de la TP ya que, cuanto mayor es un elemento (más capas tiene), mayor es la distancia al

electrón más lejano ; b.5) Falsa; la electronegatividad es la tendencia a atraer un par electrónico

compartido y en la TP crece hacia la derecha y hacia arriba por tener más tendencia estos últimos

elementos a captar electrones y no cederlos.

107.– Los números atómicos de los elementos A, B y C son, respectivamente, 19, 20

y 35.

a) Diga la configuración electrónica de cada elemento. Razónelo.

b) Ubique cada uno de los tres elementos en la Tabla (grupo y período).

c) Ordene los elementos por radios atómicos crecientes. Razónelo.

a) K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1; Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2; Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5 ; b) K: Per 4, G 1;

Ca: Per 4, G 2; Br: Per 4, G 17 ; c) r(Br) < r(Ca) < r(K).

Solución: a) Sabiendo los números atómicos, las configuraciones electrónicas son:

A: Z = 19 ║ K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; B: Z = 20 ║ Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 ; C: Z = 35 ║ Br:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5. Para hallarlas hemos partido del número atómico (que en el caso de los

átomos neutros coincide con el número de electrones) y aplicando posteriormente el principio de

aufbau.

b) El potasio, K, pertenece al periodo 4 y grupo 1 (alcalinos) ; el calcio, Ca, al periodo 4, grupo 2

(alcalinotérreos) y el bromo, Br, al periodo 4 y grupo 17 (halógenos).


r(Br) ≈ 94 pm << r(Ca) ≈ 194 pm < r(K) ≈ 243 pm.

108.– Los números atómicos de varios elementos son los siguientes: A (Z = 9), B (Z = 16),

C (Z = 17), D (Z = 19) y E (Z = 20). Explique, razonando la respuesta:

a) cuál de ellos es un metal alcalino;

b) cuál es el más electronegativo;

c) cuál es el de menor potencial de ionización.

a) El potasio ; b) El flúor ; c) El potasio.


A: Z = 9 ║ Flúor, F: 1s2 2s2p5 ; B: Z = 16 ║ Azufre, S: 1s2 2s2p6 3s2p4 ; C: Z = 17 ║ Cloro, Cl:

1s2 2s2p6 3s2p5 ; D: Z = 19 ║ Potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ; E: Z = 20 ║ Calcio, Ca:

1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

a) El metal alcalino es el potasio, ya que tiene de configuración externa 4s1 y pertenece al grupo 1.

b) El más electronegativo es el flúor ya que está más arriba y a la derecha de la TP que los demás:

χ(F) ≈ 3,98 > χ(Cl) ≈ 3,16 > χ(S) ≈ 2,58 >> χ(Ca) ≈ 1,00 > χ(K) ≈ 0,82.


Ei(K) ≈ 419 < Ei(Ca) ≈ 590 << Ei(S) ≈ 1 000 < Ei(Cl) ≈ 1 251 < Ei(F) ≈ 1 681 (todos los datos en

kJ mol−1). Por tanto el de menor energía de ionización es el potasio.

109.– Para el conjunto de números cuánticos que aparecen en los siguientes apartados, explique si

pueden corresponder a un orbital atómico y, en los casos afirmativos, indique de qué orbital se

trata.

a) n = 5, ℓ = 2, mℓ = 2

b) n = 1, ℓ = 0, mℓ = −½

c) n = 2, ℓ = −1, mℓ = 1

d) n = 3, ℓ = 1, mℓ = 0

Solamente existen el primero, a), que se encuentra en el nivel 5d, y el último, d), en el 3p.

Solución: a) Es un electrón 5d ya que está en el nivel quinto, n = 5, es de tipo d, ℓ = 2, y el

valor de mℓ está dentro de los valores permitidos.

b) No existe ya que mℓ tiene que ser un número entero comprendido entre −ℓ y ℓ.

c) No existe ya que ℓ tiene que ser un número natural comprendido entre 0 y n − 1.

d) Es un electrón 3p ya que está en el nivel tercero, n = 3, es de tipo p, ℓ = 1, y el valor de

mℓ está dentro de los valores permitidos.

110.– Para los siguientes átomos: Be, O, Al y Ni,

a) escriba su configuración electrónica ordenada;

b) escriba para cada uno, los cuatro números cuánticos de su electrón diferenciador (electrón

que le diferencia del átomo de número atómico anterior);

c) ¿cuántos electrones de valencia tiene cada uno?

a) Be: 1s2 2s2; O: 1s2 2s2p4; Al: 1s2 2s2p6 3s2p1; Ni: 1s2 2s2p6 3s2p6d8 4s2 ; b) Be: (2, 0, 0, −½);

O: (2, 1, 0, −½); Al: (3, 1, 0, +½); Ni: (3, 2, −1, −½) ; c) Be: 2 e−; O: 6 e

−; Al: 3 e

−; Ni: 2 e

−.

Solución: a) Berilio, Be ║ Z = 4: 1s2 2s2 ; oxígeno, O ║ Z = 8: 1s2 2s2p4 ;

aluminio, Al ║ Z = 13: 1s2 2s2p6 3s2p1 ; níquel, Ni ║ Z = 28: 1s2 2s2p6 3s2p6d8 4s2.

b) Be: 2s2 ↑↓ n = 2, ℓ = 0, mℓ = 0 y ms = −½ ; O: 2p4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ n = 2, ℓ = 1, mℓ = 0

y ms = −½ ; Al: 3p1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ n = 3, ℓ = 1, mℓ = 0 y ms = +½ ;

Ni: 3d8 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ n = 3, ℓ = 2, mℓ = −1 y ms = −½.

c) Be: 2 e− en CV ; O: 6 e

− en CV ; Al: 3 e

− en CV ; Ni: 2 e

− en CV y 8 e

− en orbital d no

completo en la capa inferior.

111.– Razone si las configuraciones electrónicas siguientes corresponden a un estado

fundamental, excitado o no son posibles. En los casos de estados fundamentales o excitados,

indique a qué átomo corresponden:

a) 1s2 2s1 2p1.

b) 1s2 2s2 2p1 2d1.

c) 1p1.

d) 1s2 2s2 2p6.

a) Excitada (1s2 2s2) ; b) Imposible (2d) ; c) Imposible (1p) ; d) Fundamental.

Solución: a) Excitada; todos los orbitales mencionados existen pero no conforman la configuración

fundamental que sería 1s2 2s2.

b) Imposible; el orbital 2d no existe.

c) Imposible; el orbital 1p no existe.

d) Fundamental; todos los orbitales existen y los electrones están en el estado energético más bajo

posible, como predice el principio de aufbau o regla de Madelung.

112.– Responda a las siguientes cuestiones justificando la respuesta.

a) ¿En qué grupo y en qué periodo se encuentra el elemento cuya configuración electrónica

termina en 4f14 5d5 6s2?

b) ¿Es posible el siguiente conjunto de números cuánticos (1, 1, 0, ½)?

c) ¿La configuración electrónica 1s2 2s2p5 3s2 pertenece a un átomo en su estado

fundamental?

a) G 7, Per 6 ; b) No, ya que ℓ es igual a n y debe ser menor ; c) No, es excitada.

Solución: a) En el grupo 7 que es el que corresponde a la configuración (n−1)d5 ns2 y en el

periodo 6, ya que ese es el mayor valor que alcanza n. Es el renio, Re.

b) No. Es imposible, ya que ℓ no puede nunca valer lo mismo que n.

c) No. Pertenece a un átomo excitado, ya que uno de los electrones que se encuentran en el orbital

3s debería estar en el 2p. La configuración fundamental sería 1s2 2s2p6 3s1 y el elemento al que

pertenece es el sodio, Na.




113.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:

a) Nombre los números cuánticos necesarios para caracterizar los electrones en los átomos.

Indique su significado y posibles valores.

b) Conteste las siguientes cuestiones relativas a un elemento con Z = 7 y A = 14.

b.1) Número de protones, neutrones y electrones.

b.2) Configuración electrónica y número de electrones desapareados en su estado

fundamental.

b.3) Número máximo de electrones para los que: mℓ = 0 ; n = 2 ; o ℓ = 1.

a) Cuatro números que resuelven la situación de un electrón en la Mecánica cuántica; n, tamaño,

valor de 1 a ∞; ℓ, forma, valor entre 0 y n − 1; mℓ, orientación, valor entre −ℓ y ℓ; ms, sentido de

giro del electrón, −½ o +½ ; b.1) 7 protones, 7 neutrones y 7 electrones ; b.2) N: 1s2 2s2p3;

Tres electrones desapareados b.3) En el átomo de N, con mℓ = 0 hay 5 e−; con n = 2 hay 5 e

−;

con ℓ = 1 hay 3 e−; que cumpla las tres condiciones hay solo 1 e

−: 2pz.



informan del estado de un electrón en el átomo. Para definir un electrón los necesitamos todos: n,

número cuántico principal que representa el tamaño del orbital y es un número natural, excluyendo

el cero; ℓ, número cuántico secundario, que representa la forma del orbital con un valor entero

comprendido entre 0 y n − 1; mℓ, número cuántico magnético, que describe la orientación del

orbital, con valor entero entre −ℓ y ℓ; y ms, número cuántico de espín, que representa el sentido del

momento angular del electrón, y que solo puede valer −½ o +½.

b.1) El número atómico nos dice cuál es el número de protones, que es 7; el número másico

(protones + neutrones) nos informa del número de neutrones: 14 − 7 = 7. Como es un átomo, es

neutro, por lo que tiene el mismo número de protones que de electrones, 7. Tiene por tanto

7 protones, 7 neutrones y 7 electrones.

b.2) La configuración electrónica es: Z = 7 ║ N: 1s2 2s2p3. Los electrones se ubican de la

siguiente manera: 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ , por lo que tiene 3 electrones desapareados.

b.3) mℓ = 0: En el átomo de nitrógeno los 5 electrones que tienen ese valor son: (1, 0, 0, +½);

(1, 0, 0, −½); (2, 0, 0, +½); (2, 0, 0, −½) y (2, 1, 0, +½): 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ .

n = 2: Este valor de n lo tienen 5 electrones: (2, 0, 0, +½); (2, 0, 0, −½); (2, 1, 0, +½);

(2, 1, +1, +½) y (2, 1, −1, +½) 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ . ℓ = 1: Este valor de ℓ lo poseen

3 electrones: (2, 1, 0, +½); (2, 1, +1, +½) y (2, 1, −1, +½): 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ . El

único electrón que cumple las tres condiciones al mismo tiempo es el electrón del orbital 2pz:

1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ .


a) Indique si cada una de las siguientes configuraciones electrónicas es o no posible. En el caso

de ser una configuración electrónica posible, indique en qué periodo y grupo de la Tabla

periódica se encuentra el elemento al que corresponde dicha configuración.

a.1) 1s2 2s2p6 3s2p6d1 4s2.

a.2) 1s2 2p6 3s2p1.

a.3) 1s2 2s2p6 3s3.

a.4) 1s2 2s2p6 3s2p6d0 4s2p5.

b) Escriba la configuración electrónica correspondiente a Cr, Z = 24, y Se, Z = 21.

Indique los valores de los números cuánticos de los electrones desapareados de cada uno de

ellos.

a.1) Posible; G 3, Per 4 ; a.2) Excitada; G 1, Per 3 ; a.3) Imposible ; a.4) Excitada; G 7,

Per 4 ; b) Cr (Z = 24): 1s2 2s2p6 3s2p6d5 4s1; (3, 2, 0, +½), (3, 2, 1, +½), (3, 2, −1, +½),

(3, 2, 2, +½), (3, 2, −2, +½) y (4, 0, 0, +½); Sc (Z = 21): 1s2 2s2p6 3s2p6d1 4s2; (3, 2, 0, +½);

Se (Z = 34): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4; (4, 1, 1, +½) y (4, 1, −1, +½).

Solución: a.1) Es posible y es la configuración fundamental del escandio, Sc, que se encuentra en

el 4.º periodo (ya que tiene electrones hasta ese nivel) y en el grupo 3 (que es el que corresponde a

la configuración (n−1)d1 ns2.

a.2) Es posible pero es una configuración excitada del sodio, Na, cuya configuración fundamental

es 1s2 2s2p6 3s1. Se encuentra en el 3.er

periodo (ya que tiene electrones hasta ese nivel) y en el

grupo 1 (que es el que corresponde a la configuración ns1).

a.3) No cumple el principio de exclusión de Pauli ya que no puede haber tres electrones en un orbital

s (el 3s).

a.4) Es posible pero es una configuración excitada del manganeso, Mn, cuya configuración

fundamental es 1s2 2s2p6 3s2p6d5 4s2. Se encuentra en el 4.º periodo (ya que tiene electrones

hasta ese nivel) y en el grupo 7 (que es el que corresponde a la configuración (n−1)d5 ns2.

b) Las configuraciones de las especies pedidas son: cromo, Cr ║ Z = 24: 1s2 2s2p6 3s2p6d5 4s1.

Es una anomalía en la configuración, ya que debería ser 1s2 2s2p6 3s2p6d4 4s2. Esta anomalía es

debida a que la configuración real presenta todos los orbitales llenos o semillenos, lo que aumenta

la estabilidad. Sus electrones desapareados son los cinco electrones 3d, con valores cuánticos

(3, 2, 0, +½), (3, 2, 1, +½), (3, 2, −1, +½), (3, 2, 2, +½) y (3, 2, −2, +½), y el electrón 4s

con valores cuánticos (4, 0, 0, +½).

Hay un error en el segundo ya que el Se tiene por número atómico 34, mientras que el número

atómico 21 corresponde al Sc. Respondemos a ambos.

Selenio, Se ║ Z = 34: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4. Sus electrones desapareados son dos electrones

4p, con valores cuánticos 4px: (4, 1, 1, +½) y 4py: (4, 1, −1, +½), ya que los otros dos

electrones 4p se aparean en el orbital 4pz: (4, 1, 0, ½).

Escandio, Sc ║ Z = 21: 1s2 2s2p6 3s2p6d1 4s2. Solo tiene un electrón desapareado, el 3d, con

valores cuánticos 3d𝑧2: (3, 2, 0, +½).


a) Razone si las siguientes configuraciones electrónicas de los átomos neutros M y N

incumplen alguna de las reglas o principios que corresponde aplicar para establecer la

configuración electrónica de los átomos en estado fundamental.

M: 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ ; N: 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ .

b) ¿A qué grupo de la Tabla periódica pertenece cada uno de los elementos anteriores?

c) Razone cuál de ellos posee menor radio atómico.

d) ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos n y ℓ que le corresponden a un orbital 2p?

a) M (O): incumple la regla de Hund; N (F): incumple la regla de Madelung ; b) O: G 16;

F: G 17 ; c) r(F) < r(O) ; d) n = 2; ℓ = 1.

Solución: a) La configuración de M (O, oxígeno) incumple la regla de máxima multiplicidad o regla

de Hund. La configuración debería ser: 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p4 ↑↓ ↑↓ ↑↓; N (F, flúor) no cumple el

principio de aufbau, puesto que tiene orbitales llenos con mayor energía que otros semivacíos. La

configuración debería ser: 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p5 ↑↓ ↑↓ ↑↓ .

b) El oxígeno pertenece al grupo 16 (anfígenos) y el flúor al grupo 17 (halógenos).

c) El radio atómico disminuye hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que el de menor radio

atómico será el flúor: r(F) ≈ 42 pm < r(O) ≈ 48 pm.

d) El orbital 2p tiene un valor de n = 2 (el primer número) y de ℓ = 1 (ya que esa es la

equivalencia del orbital p).


a) Escriba las configuraciones electrónicas de los elementos A (Z = 6), B (Z = 17) y

C (Z = 36), en su estado fundamental.

b) Indique razonadamente grupo y periodo de cada uno de ellos.

c) Indique razonadamente el elemento con más electrones desapareados en su estado

fundamental.

d) Indique razonadamente el elemento con mayor energía de ionización.

a) C: 1s2 2s2p2; Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5; Kr: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 ; b) C: Per 2, G 14; Cl: Per 3,

G 17; Kr: Per 4, G 18 ; c) El C, que tiene dos ; d) El Kr.

Solución: a) A (Z = 6) ║ C: 1s2 2s2p2; B (Z = 17) ║ Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5;

C(Z = 36) ║ Kr: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.

b) Carbono: grupo 14 (carbonoideos), periodo 2 ; cloro: grupo 17 (halógenos), periodo 3 ;

kripton: grupo 18 (gases inertes), periodo 4.

c) Representando solo la última capa, puesto que las internas están completas: C:

1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ , dos electrones desapareados en el nivel 2p ; Cl: 3s ↑↓ 3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ ,

uno, en el nivel 3p ; Kr: 3d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4s ↑↓ 4p ↑↓ ↑↓ ↑↓ , ninguno, ya que están todos

apareados. Por lo tanto es el carbono, que tiene dos.

d) La primera energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP, incluidos

gases nobles, por lo que el de mayor energía de ionización es el Kripton:

Ei(C) ≈ 1 086 kJ mol−1 < Ei(Cl) ≈ 1 251 kJ mol−1 < Ei(Kr) ≈ 1 351 kJ mol−1. Es lo lógico ya que un

gas noble no tiene ninguna apetencia de ceder electrones, ya que su capa electrónica es estable.





a) Razone si las siguientes configuraciones electrónicas de los átomos neutros M y N se

corresponden con un estado fundamental o un estado excitado:

M: 1s2 2s2 2p4 3s1

N: 1s2 2s2 2p4 3s2 3p6 4s2.

b) ¿A qué grupo y periodo de la Tabla periódica pertenecen cada uno de los elementos

anteriores?

c) Razone cuál de ellos posee mayor radio atómico.

d) ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos n y ℓ que le corresponden a un orbital 3s?

a) Son estados excitados ; b) M (F): G 17, Per 2; N (Ar): G 18, Per 3 ; c) r(Ar) > r(F) ;

d) n = 3; ℓ = 0.

Solución: Contando los electrones de la configuración, y dado que son átomos netros, podemos

afirmar que los elementos dados son: M: Z = 9 ║ flúor, F: 1s2 2s2p5 ; N: Z = 18 ║ Argon, Ar:

1s2 2s2p6 3s2p6.

a) Ambas son de estados excitados ya que no completan el nivel 2p (que es menos energético)

cuando empiezan a añadir electrones en orbitales más energéticos.

b) El flúor pertenece al periodo 2 (ya que ese es el mayor valor que tiene n en los orbitales del

elemento) y al grupo 17 (halógenos), ya que su configuración de la capa externa es ns2p5. El argon

es del periodo 3 y del grupo 18 (gases nobles).

c) Dentro de un periodo el radio atómico aumenta a medida que disminuye el número atómico, y

dentro de un grupo aumenta a medida que lo hace el número atómico, por lo que el mayor radio lo

tendrá el argon: r(Ar) ≈ 71 pm > r(F) ≈ 42 pm.

d) El valor que corresponde a un orbital 3s de los números cuánticos es: n = 3 (ya que ese el valor

numérico que le corresponde), ℓ = 0 (por ser orbital s) y mℓ = 0 (ya que no hay otra posibilidad

con ese valor de ℓ).


a) Defina afinidad electrónica y electronegatividad.

b) Ordene razonadamente los elementos C, F y Li según los valores crecientes de su

afinidad electrónica y de su electronegatividad.

c) Especifique los números cuánticos del electrón diferenciador del átomo de Li.

a) AE, energía que desprende un átomo de un elemento en estado gaseoso al captar un electrón; ,

tendencia a atraer un par electrónico compartido ; b) AE(Li) < AE(C) < AE(F);

χ(Li) < χ(C) < χ(F) ; c) (2, 0, 0, +½).

Solución: a) La afinidad electrónica. AE, es la energía que desprende un átomo de un elemento en

estado gaseoso al captar un electrón. La electronegatividad es la tendencia a atraer un par electrónico

compartido.

b) Ambas propiedades crecen en la TP hacia arriba dentro de un grupo (es mayor cuanto menor es

el número atómico) y hacia la derecha dentro de un periodo (aumenta con el valor de Z) , por lo que

el orden creciente será:

AE(Li) ≈ 59,6 kJ mol−1 < AE(C) ≈ 153,9 kJ mol−1 < AE(F) ≈ 328 kJ mol−1.

χ(Li) ≈ 0,98 << χ(C) ≈ 2,55 << χ(F) ≈ 3,98.

c) El electrón diferenciador del litio es su electrón 2s1, con números cuánticos (2, 0, 0, +½).


a) Escriba la configuración electrónica en su estado fundamental para los elementos de número

atómico 11, 15, 47 y 54 y ubíquelos en la Tabla periódica.

b) Defina los conceptos de energía de ionización y afinidad electrónica. Justifique cuál de los

cuatro elementos del apartado anterior tiene el mayor valor de energía de ionización y explique

la diferencia con respecto a la afinidad electrónica de los elementos 11 y 15.

a) Z = 11: 1s2 2s2p6 3s1, G 1, P 3; Z = 15: 1s2 2s2p6 3s2p3, G 15, P 3;

Z = 47: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10 5s1, G 11, P 5; Z = 54: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10 5s2p6,

G 18, P 5 ; b) Ei: es la energía que hay que suministrar a un átomo en estado gaseoso para

quitarle un electrón; AE: es la energía que desprende un átomo de un elemento en estado gaseoso

al captar un electrón; el xenón; AE(Na) < AE(P).


Z = 11 ║ Sodio, Na: 1s2 2s2p6 3s1, grupo 1 (alcalinos) y periodo 3 ;

Z = 15 ║ Fósforo, P: 1s2 2s2p6 3s2p3, grupo 15 (nitrogenoideos) y periodo 3 ;

Z = 47 ║ Plata, Ag: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10 5s1, grupo 11 (metales de transición) y periodo 5

(es esta la configuración porque tiene todos sus orbitales llenos o semillenos, lo que implica mayor

estabilidad lo que no sucede con [Kr] 4d9 5s2) ;

Z = 54 ║ Xenon, Xe: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10 5s2p6, grupo 18 (gases nobles) y periodo 5.

b) La energía de ionización (potencial de ionización) es la energía que hay que suministrar a un

átomo de un elemento en estado gaseoso para convertirlo en un ion monovalente positivo (quitarle

un electrón). Dentro de un periodo, la energía de ionización crece con el número atómico, y dentro

de un grupo aumenta a medida que disminuye el número atómico, por lo que el de mayor energía de

ionización será el xenón (podría ser el fósforo, ya que está más arriba, pero el xenón es un gas noble):

Ei(Xe) ≈ 1 170 kJ mol−1 > Ei(P) ≈ 1 012 kJ mol−1 > Ei(Ag) ≈ 731 kJ mol−1 > Ei(Na) ≈ 496 kJ mol−1.

La afinidad electrónica. AE, es la energía que desprende un átomo de un elemento en estado gaseoso

al captar un electrón. Crece en la TP hacia arriba dentro de un grupo (es mayor cuanto menor es el

número atómico) y hacia la derecha dentro de un periodo (aumenta con el valor de Z) , por lo que la

relación entre las afinidades electrónicas de sodio y fósforo es:

AE(Na) ≈ 52,8 kJ mol−1 < AE(P) ≈ 72 kJ mol−1. La afinidad electrónica del fósforo es mayor dado

que la captación de electrones hace que su configuración electrónica sea más estable al tender a la

de los gases nobles. El sodio no tiene tendencia a atraer electrones ya que su estabilidad pasa por la

pérdida de un electrón para tener configuración estable de gas noble. Aun así tienen un valor

parecido por la poca tendencia a atraer un solo electrón del fósforo, ya que tiene su capa p medio

llena, lo que le confiere una gran estabilidad.


a) Explique el concepto de orbital y relacione las características de los orbitales tipo “p” con los

números cuánticos que los describen.

b) Indique la configuración electrónica en su estado fundamental para los elementos rubidio,

hierro y cloro. Señale para cada uno su grupo y periodo. Indique los cuatro números cuánticos

del último electrón, electrón diferenciador, del rubidio. Datos: Números atómicos: Cl (Z = 17) ; Fe (Z = 26) ; Rb (Z = 37)


a) Indique, justificando brevemente la respuesta, si es válida la siguiente combinación de

números cuánticos: (3, 0, −1, +½).

b) Determine cuántos electrones caben en un orbital con n = 3.

c) Indique los números cuánticos (n, ℓ, mℓ, ms) de todos los electrones que pueden

encontrarse en un orbital 5p.

a) No porque mℓ no puede valer −1 cuando ℓ vale 0 ; b) 18 e− ; c) (5, 1, 0, +½), (5, 1, +1, +½),

(5, 1, −1, +½), (5, 1, 0, −½), (5, 1, +1, −½) y (5, 1, −1, −½).

Solución: a) No es válida, porque mℓ solamente puede alcanzar valores entre ℓ y −ℓ. En este caso ℓ

vale 0 por lo que mℓ obligatoriamente debe valer 0.

b) En un orbital caben 2 n2, por lo que son 2·32 = 18 e−.

c) Un orbital 5p tiene un valor de n de 5 y un valor de ℓ de 1. Por lo tanto nos podemos encontrar

6 e−: 5pz ↑↓ ↑↓ ↑↓ (5, 1, 0, +½); 5px ↑↓ ↑↓ ↑↓ (5, 1, +1, +½); 5py ↑↓ ↑↓ ↑↓ (5, 1, −1, +½);

5pz ↑↓ ↑↓ ↑↓ (5, 1, 0, −½); 5px ↑↓ ↑↓ ↑↓ (5, 1, +1, −½) y 5py ↑↓ ↑↓ ↑↓ (5, 1, −1, −½).


a) Describa la configuración electrónica de los elementos aluminio, cobre, fósforo y

potasio en su estado fundamental.

b) Indique su ubicación en la Tabla periódica (grupo y período) y los electrones de valencia de

cada uno de ellos. Datos: Números atómicos: Al (Z = 13) ; P (Z = 15) ; K (Z = 19) ; Cu (Z = 29)

a) Al: 1s2 2s2p6 3s2p1; Cu: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s1; P: 1s2 2s2p6 3s2p3 y K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 ;

b) Al (G 13, Per 3); Cu (G 11, Per 4); P (G 15, Per 3) y K (G 1, Per 4).

Solución: a) Aluminio, Al: 1s2 2s2p6 3s2p1 ; cobre, Cu: 1s2 2s2p6 3s2p6d9 4s2 (la configuración real

es 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s1 ya que es más estabel por tener todos los niveles llenos o semillenos y

requerir poca energía); fósforo, P: 1s2 2s2p6 3s2p3 ; potasio, K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1.

b) El aluminio pertenece al periodo 3 y grupo 13 (térreos o boroideos) ; el cobre es del periodo 4,

grupo 11 (transición) ; el fósforo es del periodo 3 y grupo 15 (nitrogenoideos) y el potasio del

periodo 4 y grupo 1 (alcalinos).

Los electrones de valencia están marcados en negrita y se corresponden con el llenado de los últimos

niveles desde la última configuración de un gas noble.





a) Ordene los siguientes átomos en orden decreciente de su radio atómico: sodio, aluminio,

fósforo, flúor, calcio y magnesio.

b) Ordene los siguientes iones en orden creciente de su radio iónico; N3−

, Na+, F

−, Mg

2+,

O2−

.

c) Ordene los siguientes átomos en orden creciente respecto a su primera energía de ionización:

sodio, aluminio, azufre, flúor y cesio.

a) r(Ca) ≈ r(Na) > r(Mg) > r(Al) > r(P) > r(F) ; b) r(Mg2+

) < r(Na+) < r(F

−) < r(O

2−) < r(N

3−) ;

c) Ei(Cs) < Ei(Na) < Ei(Al) < Ei(S) < Ei(F).

Solución: a) El radio aumenta hacia abajo y hacia la izquierda de la TP, por lo que:

r(Ca) ≈ 194 ≈ r(Na) ≈ 190 > r(Mg) ≈ 145 > r(Al) ≈ 118 > r(P) ≈ 98 > r(F) ≈ 42 (pm).

El orden del sodio y el calcio no podríamos saberlo por estar uno más abajo que el otro en la TP y

el otro más a la derecha.

b) Todas las especies dadas son isoelectrónicas, 1s2 2s2p6. Por tanto, y dado que tienen el mismo

número de electrones, será menor el que tenga más protones, por lo que atraerá más la capa

electrónica:

r(Mg2+

) ≈ 65 pm < r(Na+) ≈ 95 pm << r(F

−) ≈ 136 pm < r(O

2−) ≈ 140 pm < r(N

3−) ≈ 171 pm.

c) La energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP por lo que:

Ei(Cs) ≈ 376 < Ei(Na) ≈ 496 < Ei(Al) ≈ 578 << Ei(S) ≈ 1 000 < Ei(F) ≈ 1 681 (todas en kJ mol−1).


a) Enuncie los tres principios básicos para determinar la distribución electrónica de un átomo:

de exclusión de Pauli, de mínima energía y de máxima multiplicidad de Hund.

b) Mediante las correspondientes configuraciones electrónicas, razone la valencia +1 para el

sodio, +2 para el calcio y −1 para el cloro. Datos: Números atómicos: Na (Z = 11) ; Cl (Z = 17) ; Ca (Z = 20)


a) Justifique cuál de las siguientes especies, Li+ y He, tiene mayor radio.

b) Razone cuál de los siguientes elementos, O y N, tiene mayor afinidad electrónica.

c) Justifique cuál de los siguientes elementos, Na y Cl, tiene mayor energía de ionización.


a) Indique el número de electrones desapareados que presenta, en su estado fundamental, el

átomo de Se (Z = 34).

b) Un electrón que se aloja en un orbital 3d, ¿podría tener el siguiente conjunto de números

cuánticos: (3, 2, 3, −½)?

c) ¿Cuál de los siguientes elementos presenta un mayor radio atómico: S o Se?

127.– Sabiendo que los átomos neutros X, Y, Z tienen las siguientes configuraciones:

X: 1s2 2s2 2p1 ; Y: 1s2 2s2 2p5 ; Z: 1s2 2s2 2p6 3s2,

a) indique el grupo y periodo en el que se encuentran;

b) ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad;

c) ¿cuál es el de mayor energía de ionización?

a) B: Per 2 y G 13; F: Per 2 y G 17; Mg: Per 3 y G 2 ; b) χ(Mg) < χ(B) < χ(F) ; c) El flúor.

Solución: a) X es el boro, B, y pertenece al periodo 2 y grupo 13 (térreos) ; Y es el flúor, F, que

está en el periodo 2, grupo 17 (halógenos) ; Z es el Magnesio, Mg, del periodo 3 y grupo 2

(alcalinotérreos).

b) La electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la TP, por lo que:

Mg (χ ≈ 1,31) < B (χ ≈ 2,04) << F (χ ≈ 3,98).


Ei(Mg) ≈ 738 kJ mol−1 < Ei(B) ≈ 801 kJ mol−1 << Ei(F) ≈ 1 681 kJ mol−1. Por tanto el de mayor

energía de ionización es el flúor.

128.– Sean dos electrones a y b cuyos números cuánticos son (2, 1, −1, +½) y (3, 0, 0, −½),

respectivamente. Indique razonadamente:

a) cuál es el que posee menor energía;

b) cuál se encuentra en un orbital de forma esférica.

a) El primero, que es un electrón 2p ; b) El segundo, que es un electrón 3s.

Solución: El primero se corresponde con el electrón 2p3 (n = 2, ℓ = 1) p, mℓ = −1 es el py (el espín

positivo justifica que es el primero en llenarse) mientras que el segundo es el electrón 3s2

(n = 3, ℓ = 0) s (el espín negativo justifica que es el segundo en llenarse).

a) El de menor energía es el 2p, que se encuentra en un nivel de energía menor (anterior según el

principio de aufbau o regla de Madelung) al 3s.

b) Los orbitales s tienen forma esférica por lo que es el 3s.

129.– Sean las combinaciones de números cuánticos (2, 1, 0, −½) y (2, 0, 0, ½). Razone cuál

de ellas podría corresponder a un electrón de valencia del berilio, Z = 4.

(2, 0, 0, ½).

Solución: El Berilio presenta una configuración electrónica fundamental que es: 1s2 2s2. Por

tanto sus electrones de valencia son electrones 2s y sus números cuánticos son (2, 0, 0, +½) y

(2, 0, 0, −½). Por lo tanto solo puede ser la segunda de las posibilidades que se han planteado.

130.– Sean las siguientes combinaciones de números cuánticos para un electrón: I) (1, 0, 2, −½)

; II) (5, 0, 0, +½) ; III) (3, 2, −2, −½) ; IV) (0, 0, 0, +½).

a) Justifique cuál o cuáles de ellas no están permitidas.

b) Indique el orbital en el que se encuentra el electrón para las que sí son permitidas.

c) Ordene, razonadamente, dichos orbitales según su valor de energía creciente.

131.– Sean los elementos A y B cuyos números atómicos son 12 y 35, respectivamente:

a) Escriba la configuración electrónica de los dos elementos y la de sus iones más estables.

b) Razone en cada caso cuál de las dos especies, átomo neutro o ion, tendrá mayor radio

atómico.

a) Mg: 1s2 2s2p6 3s2; Mg2+

: 1s2 2s2p6; Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; Br−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 ;

b) Mg: r(Mg2+

) < r(Mg); Br−: r(Br) < r(Br

−).

Solución: a) Las configuraciones serán (en negrita los electrones de la capa de valencia):

Z = 12 ║ Mg: 1s2 2s2p6 3s2; Mg2+

: 1s2 2s2p6 ; Z = 35 ║ Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5;

Br−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.

b) El Mg será más grande que el Mg2+

ya que ambos tienen el mismo número de protones pero el

segundo tiene menos electrones (lo que ya le haría ser más pequeño) pero además tiene una capa

menos, por lo que el catión es mucho más pequeño. En el caso del Br el ion es más grande porque,

a igualdad de protones, tiene más electrones: r(Mg2+

) ≈ 65 pm << r(Mg) ≈ 145 pm ;

r(Br) ≈ 111 pm < r(Br−) ≈ 196 pm.

132.– Sean los elementos X e Y de número atómico 38 y 35, respectivamente.

a) Escriba sus configuraciones electrónicas.

b) Razone cuáles serán sus iones más estables.

c) Justifique cuál de estos iones tiene mayor radio.

133.– Sean los elementos A, B, C, D y E cuyos números atómicos son 2, 11, 9,

12 y 13, respectivamente. Justifique cuál es el elemento que:

a) es más electronegativo;

b) es un gas noble;

c) es un metal alcalino;

d) presenta valencia 3;

e) puede formar un nitrato cuya fórmula es X(NO3)2.

a) El flúor (C); b) El helio (A) ; c) El sodio (B) ; d) El aluminio (E) ; e) El magnesio (D).


A: Z = 2 ║ Helio, He: 1s2 ; B: Z = 11 ║ Sodio, Na: 1s2 2s2p6 3s1 ; C: Z = 9 ║ Flúor, F: 1s2 2s2p5

; D: Z = 12 ║ Magnesio, Mg: 1s2 2s2p6 3s2 ; E: Z = 13 ║ Aluminio, Al: 1s2 2s2p6 3s2p1.

a) El más electronegativo es el flúor ya que es el que está más arriba y a la derecha de la TP (el He

no entra en esta lista ya que no comparte electrones y por lo tanto no tiene ninguna tendencia a atraer

pares electrónicos compartidos): χ(F) ≈ 3,98 >> χ(Al) ≈ 1,61 > χ(Mg) ≈ 1,31 > χ(Na) ≈ 0,93.

b) El gas noble es el helio, He, puesto que tiene la última capa completamente llena.

c) El metal alcalino es el sodio, Na, ya que presenta un único electrón en la última capa.

d) Es el aluminio, Al, ya que ese el número de electrones que tiene en la capa de valencia.

e) El magnesio, Mg, porque para formar ese nitrato se necesita que el catión sea M2+

, caso que solo

presentan los metales alcalinotérreos por tener únicamente dos electrones en la última capa.




134.– Teniendo en cuenta los elementos con Z = 7, Z = 13 y Z = 15, conteste

razonadamente:

a) ¿Cuáles pertenecen al mismo periodo?

b) ¿Cuáles pertenecen al mismo grupo?

c) ¿Cuál es el orden decreciente de radio atómico?

d) De los dos elementos con Z = 13 y Z = 15, ¿cuál tiene el primer potencial de

ionización mayor?

a) Z = 13 y Z = 15 ; b) Z = 7 y Z = 15 ; c) radioZ = 13 > radioZ = 15 > radioZ = 7 ; d) El mayor

potencial lo tiene Z = 15.


Z = 7 ║ N: 1s2 2s2p3; Per 2, G 15 ; Z = 13 ║ Al: 1s2 2s2p6 3s2p1; Per 3, G 13 ; Z = 15 ║ P:

1s2 2s2p6 3s2p3; Per 3, G 15.

b) En el mismo periodo (3.º) están el aluminio, Al (Z = 13), y el fósforo, P (Z = 15), y en el mismo

grupo (nitrogenoideos) están el nitrógeno, N (Z = 7), y el fósforo, P (Z = 15).

c) El radio decrece en el sentido inverso a la electronegatividad (hacia la derecha y hacia arriba):

r(Al) ≈ 118 pm > r(P) ≈ 98 pm > r(N) ≈ 56 pm.

d) El fósforo tiene mayor energía de ionización, ya que está más a la derecha que el aluminio en la

TP: Ei(N) ≈ 1 402 kJ mol−1 > Ei(P) ≈ 1 012 kJ mol−1 > Ei(Al) ≈ 578 kJ mol−1.

135.– Tres electrones de la capa de valencia de tres elementos químicos poseen las siguientes

combinaciones de números cuánticos: A (4, 0, 0, −½), B (2, 1, 0, −½) y C (4, 1, 0, +½).

Explique qué elementos pertenecen al mismo periodo.

A y C pertenecen al periodo 4.

Solución: Como se enuncia que los electrones son de la capa de valencia, el valor de n nos informa

de a qué periodo pertenecen. La combinación de números cuánticos de B, que corresponde a un

electrón 2p, nos informa que B es del periodo 2. La de A, 4s, y la de C, 4p, pertenecen a elementos

del periodo 4, por lo que son A y C los que pertenecen al mismo periodo.

A puede ser cualquier elemento entre el Ca (por el valor de ms) y el Kr, mientras que C es un

elemento entre el Ga y el Kr.

136.– Tres elementos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2p6 3s2p6,

B: 1s2 2s2p6 3s2p64s1 y C: 1s2 2s2p6 3s2. La primera energía de ionización de estos elementos

(no en ese orden) es: 419 kJ mol−1, 735 kJ mol−1 y 1 527 kJ mol−1, y los radios atómicos

son 97, 160 y 235 pm (1 pm = 10−12 m).

a) Indique de qué elementos se tratan A y C.

b) Relacione, de forma justificada, cada valor de energía con cada elemento.

c) Asigne, de forma justificada, a cada elemento el valor del radio correspondiente.

137.– Un átomo del elemento A presenta la siguiente configuración electrónica:

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4. Justifique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes

afirmaciones:

a) Dicho átomo se halla en estado fundamental de energía.

b) El elemento A pertenece al grupo de los halógenos.

c) (4, 1, 2, −½) es un conjunto de números cuánticos posible para el electrón diferenciador de dicho átomo.

d) La energía de ionización de A es mayor que la del elemento B, que se encuentra justamente a la derecha de A en la Tabla periódica.

a) Verdadera ; b) Falsa; pertenece al G 16 ; c) Si ℓ = 1 mℓ no puede valer 2 ; d) Falsa; la Ei

crece en un periodo hacia la derecha.

Solución: a) Verdadera. El orden de llenado previsto en el principio de aufbau predice, para un

átomo con 34 electrones esa configuración.

b) Falsa. La configuración de la capa de valencia 4s2p4 predice que el elemento pertenece al

periodo 4 y del grupo 16 (anfígenos).

c) Falsa. El electrón diferenciador de este elemento es el cuarto electrón del orbital 4p que presenta

los números cuánticos: (4, 1, 0, −½). Por otro lado, la combinación de números cuánticos dada

es imposible ya que mℓ no puede ser mayor, en valor absoluto, que el valor de ℓ.

d) Falsa. Dentro de un periodo, la energía de ionización crece con el número atómico por lo que

será menor: Ei(Se) ≈ 941 kJ mol−1 < Ei(Br) ≈ 1 140 kJ mol−1.

138.– Un átomo tiene 34 protones y 44 neutrones y otro átomo posee 19 protones y 20 neutrones:

a) Indique el número atómico y el número másico de cada uno de ellos.

b) Escriba un posible conjunto de números cuánticos para el electrón diferenciador de cada uno

de ellos.

c) Indique, razonadamente, cuál es el ion más estable de cada uno de ellos y escriba su

configuración electrónica.

139.– Un átomo tiene 35 electrones, 35 protones y 45 neutrones y otro átomo posee 20 electrones,

20 protones y 20 neutrones

a) Calcule el número atómico y másico de cada uno de ellos.

b) Justifique cuál de los dos es más electronegativo.

c) Razone la valencia con la que pueden actuar.

a) Z1 = 35; Z2 = 20; A1 = 80; A2 = 40 ; b) Es el bromo ; c) Br−; Ca

2+.

Solución: a) El número atómico viene dado por el número de protones por lo que el primero tendrá

de número atómico Z1 = 35, mientras que el segundo tiene Z2 = 20.

El número másico es la suma de los protones y de los neutrones por lo que: A1 = 35 + 45 = 80;

A2 = 20 + 20 = 40.

b) Viendo la posición en la Tabla periódica comprobamos que son el bromo, Br, y el calcio, Ca.

La electronegatividad es la tendencia a atraer un par electrónico compartido. Crece en la TP hacia

arriba dentro de un grupo y hacia la derecha dentro de un periodo, por lo que el más electronegativo

es el Bromo: χ(Br) ≈ 2,96 >> χ(Ca) ≈ 1,00.

c) Las configuraciones electrónicas son: Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5; Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.

El bromo es un halógeno, y por tanto es no metal, y tiene una gran tendencia a captar el electrón

que le falta en la última capa (estado de oxidación más probable: −1). Br−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6.

El calcio es alcalinotérreo (estado de oxidación más probable: +2) y perderá los dos electrones

aislados de su capa de valencia. Ca2+

, 1s2 2s2p6 3s2p6.

140.– Un átomo X tiene la configuración electrónica siguiente: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1. Explique

razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

a) X se encuentra en un estado excitado.

b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos.

c) X pertenece al 4.º periodo de la Tabla periódica.

d) X tiene poca tendencia a ceder el electrón de su última capa cuando se une con otro átomo muy electronegativo como el cloro.

a) Falsa; es el fundamental ; b) Verdadera; metal alcalino (G 1) ; c) Verdadera ; d) Falsa; K+

es el ion estable de este elemento.

Solución: a) Falsa; siguiendo el llenado preconizado por el principio de aufbau (regla de Madelung),

la configuración electrónica es la fundamental del potasio, K.

b) Verdadera; es un metal alcalino (del grupo 1), ya que su capa de valencia tiene la configuración

ns1.

c) Verdadera; el nivel más alto donde hay electrones es el cuarto.

d) Falsa; la situación que se da cuando pierde el electrón de la capa 4s ante un elemento muy

electronegativo como el cloro es muy estable, ya que pierde un nivel y los demás los tiene llenos por

lo que adquiere la configuración de un gas noble. +1 es el número de oxidación más probable para

este elemento: K+.

141.– Un átomo X, en estado excitado, presenta la siguiente configuración electrónica:

1s2 2s2p2 3s1.

a) Identifique al elemento X indicando también en qué grupo y periodo de la Tabla periódica

se encuentra.

b) Indique los cuatro números cuánticos de cada uno de los electrones desapareados de X en

su estado fundamental.

a) Nitrógeno (G 15, Per 2) ; b) (2, 1, 0, +½), (2, 1, 1, +½) y (2, 1, −1, +½).

Solución: a) Como tiene 7 electrones y su número atómico es Z = 7 (ya que es un átomo y no

un ion) podemos deducir que es el nitrógeno, N. Pertenece al grupo 15 (nitrogenoideos) y al

periodo 2.

b) La configuración electrónica desarrollada del nitrógeno es: 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ , por lo

que los números cuánticos de los tres electrones desapareados son: (2, 1, 0, +½), (2, 1, 1, +½) y

(2, 1, −1, +½).




142.– Un electrón de un átomo de hidrógeno salta desde el estado excitado de un nivel de energía

de número cuántico principal n = 3 a otro de n = l.

a) Calcule la energía y la frecuencia de la radiación emitida, expresadas en kJ mol−1 y en Hz,

respectivamente.

b) Si la energía de la transición indicada incide sobre un átomo de rubidio y se arranca un

electrón que sale con una velocidad de 1 670 km s−1, ¿cuál será la energía de ionización del

rubidio? Datos: Constante de Rydberg, RH = 2,18·10−18 J ; Número de Avogadro, NA = 6,023·1023 átomos mol−1 ; Constante de Planck, h = 6,63·10−34 J s ; Masa en reposo del electrón, me = 9,11·10−31 kg

a) E ≈ 1 167 kJ mol−1 ; ≈ 2,92 PHz ; b) E ≈ 402 kJ mol−1.

Solución: a) Aplicando la Ley de Rydberg para la energía (nos dan como dato RH):

𝚫𝑬 = 𝑹H (𝟏

𝒏𝟐−

𝟏

𝒎𝟐) = 2,18·10–18 J átomo–1 · (

𝟏

𝟏𝟐−

𝟏

𝟑𝟐) ≅ 1,94·10–18 J átomo–1

𝚫𝑬 = 1,94·10–18 J átomo–1 ·1 kJ

1 000 J· 6,023·1023 átomo mol–1 ≅ 1 170 kJ mol–1.

𝚫𝑬 = 𝒉 𝝑 ⇒ 𝝑 =𝚫𝑬

𝒉=

𝑹H (𝟏

𝒏𝟐 −𝟏

𝒎𝟐)

𝒉≅ 𝟐, 𝟗𝟐·1015 Hz.

b) Si la energía incidente arranca un electrón, está teniendo lugar el efecto fotoeléctrico por lo que

aplicando la expresión de energías de dicho efecto (por mol de átomos):

Δ𝐸 = 𝐸i Rb + 𝐸c ⇒ 𝐸i Rb = Δ𝐸 −1

2 𝑚e 𝑁A 𝑣2

𝐸i Rb = 1 170 kJ

mol−

1

2· 9,11·10–31

kg

elec· 6,023·1023

elec

mol· (1,67·106 m s–1)2 ≅ 402

kJ

mol.

143.– Un elemento tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2p6 3s1.

a) ¿Cuál es su situación en la Tabla periódica?

b) ¿Qué características tienen los elementos de este grupo?

c) Explique su valencia y escriba la configuración electrónica del ion más estable que forma.

a) Grupo 1, periodo 3 ; b) Reductores, metales, se oxidan con facilidad, conducen la corriente

eléctrica y tienen puntos de fusión y ebullición más bien bajos ; c) Na+ (+1): 1s2 2s2p6.

Solución: a) Como tiene 11 electrones es el sodio, Na, que se encuentra en el grupo 1 (alcalinos) y

en el periodo 3. También se podía haber deducido que al ser el mayor valor numérico 3 está en ese

periodo y por tener en la capa de valencia s1 es del grupo 1.

b) Los metales alcalinos se caracterizan por ser muy metálicos, tener bajos puntos de fusión y

ebullición, reaccionar violentamente con el agua y ceder fácilmente electrones, por lo que son

grandes reductores. Se combinan con mucha facilidad con los no metales, formando sales.

c) El estado de oxidación más probable que presenta (el único en realidad) es +1, porque pierde un

electrón con mucha facilidad: Na+. Su configuración electrónica sería: 1s2 2s2p6.


I) (1, 0, 0, +½); II) (1, 1, II0, +½); ℓ 1. III IV V III ℓ ... · b) En cuanto a la energía...

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