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ies menéndez tolosa
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Escribe la combinación o combinaciones de números cuánticos correspondientes a: a) un electrón 1s y b)
un electrón 4f.
Solución:
a) Un electrón 1s
Situado en el 1er nivel ⇒ n =1, como es un orbital s le corresponde l = 0, sabiendo que los valores del
número cuántico magnético m es 0, las posibles combinaciones serían:
(1,0,0,-1/2)
(1,0,0,+1/2)
b) Un electrón 4f
Situado en el 4º nivel ⇒ n =4, como es un orbital f le corresponde l = 3, sabiendo que los valores del
número cuántico magnético m es -3, -2,-l...0...+l,+2 ,+3, las posibles combinaciones serían:
(4,3,-3,-1/2) (4,3,-2,-1/2)
(4,3,-3,+1/2) (4,3,-2,+1/2)
2
(4,3,-1,-1/2)
(4,3,-1,+1/2)
(4,3,0,-1/2) (4,3,1,-1/2) (4,3,2,-1/2)
(4,3,0,+1/2) (4,3,1,+1/2) (4,3,2,+1/2)
(4,3,3,-1/2)
(4,3,3,+1/2)
Escribe la configuración electrónica de los elementos:
a) Magnesio (z = 12)
b) Germanio (z = 32)
c) Fósforo (z = 15)
d) Cromo (z = 24)
Solución:
a) Magnesio (z = 12)
1s 2 2s 2 p 6 3s 2
b) Germanio (z = 32)
1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d10 4s 2 p 2
c) Fósforo (z = 15)
1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3
d) Cromo (z = 24)
1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 6
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Escribe la combinación o combinaciones de números cuánticos correspondientes a: a) un electrón 5p, b)
un electrón 3d.
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Solución:
c) Un electrón 5p
Situado en el 5º nivel ⇒ n =5, como es un orbital p le corresponde l = 1, sabiendo que los valores del
número cuántico magnético m es -l...0...+l , posibles combinaciones serían:
(5,1,-1,-1/2)
(5,1,-1,+1/2)
(5,1,0,-1/2)
(5,1,0,+1/2)
(5,1,1,-1/2)
(5,1,1,+1/2)
d) Un electrón 3d
Situado en el 3º nivel ⇒ n =3, como es un orbital p le corresponde l = 2, sabiendo que los valores del
número cuántico magnético m es -2,-l...0...+l,+2 , posibles combinaciones serían:
(3,2,-2,-1/2)
(3,2,-2,+1/2)
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(3,2,-1,-1/2)
(3,2,-1,+1/2)
(3,2,0,-1/2)
(3,2,0,+1/2)
(3,2,1,-1/2)
(3,2,1,+1/2)
(3,2,2,-1/2)
(3,2,2,+1/2)
Considera las siguientes configuraciones electrónicas en estado fundamental:
1ª ) 1s2 2s2 2p7
2ª ) 1s2 2s3
3ª ) 1s2 2s2 2p5
4ª ) 1s2 2s2 2p6 3s1
a) Razona cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli.
b) Deduce el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta.
Solución:
1ª ) 1s 2 2s 2 2p
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2ª ) 1s 2 2s 3
3ª ) 1s 2 2s 2 2p
5
4ª ) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
a) La primera no lo cumple porque en el subivel p sólo pueden haber 6 electrones y aquí tiene 7, de igual
manera la segunda configuración tampoco lo cumple puesto que el subnivel s tiene 3 electrones cuando sólo
puede tener 2.
Luego sólo lo cumplen la tercera y cuarta configuración.
b) Los estados de oxidación serán de la tercera y de la cuarta, (tendencia a tomar o ceder electrones para
adquirir la configuración del gas noble más próximo):
En la tercera tiene 5 electrones en un orbital p, luego tiene tendencia a tomar 1 electrón
estado de
oxidación -1. En la cuarta tiene 1 electrón en un orbital s, luego su tendencia es la de ceder ese electrón
estado de oxidación +1.
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Enuncia el principio de máxima multiplicidad de Hund y aplícalo a algún ejemplo.
Solución:
La segunda regla de Hund nos dice que cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía (es
decir, de un mismo subnivel), se disponen de modo que se tenga el máximo número de electrones
desapareados (con el mismo espín).
Aplicamos la regla al nitrógeno (z = 7), su configuración electrónica es:
1s 2 2s 2 p 3
En la última capa, el subnivel p tiene 3 orbitales: px, py y pz, según el principio de máxima multiplicidad de Hund,
los 3 electrones se distribuyen de manera que ocupen los 3 orbitales, no puede ser que dos electrones ocupen
el mismo orbital.
2s
2
2px 2py 2pz
2
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Considera las siguientes configuraciones electrónicas en estado fundamental:
1ª ) 1s2 2s2 2p8
2ª ) 1s2 2s 4
3ª ) 1s2 2s2 2p 4
4ª ) 1s2 2s2 2p6 3s2
c) Razona cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli.
d) Deduce el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta.
Solución:
1ª) 1s2 2s2 2p8
2ª) 1s2 2s4
3ª) 1s2 2s2 2p 4
4ª) 1s2 2s2 2p6 3s2
c) La primera no lo cumple porque en el subivel p sólo pueden haber 6 electrones y aquí tiene 8, de igual
manera la segunda configuración tampoco lo cumple puesto que el subnivel s tiene 4 electrones cuando sólo
puede tener 2.
Luego sólo lo cumplen la tercera y cuarta configuración.
d) Los estados de oxidación serán de la tercera y de la cuarta, (tendencia a tomar o ceder electrones para
adquirir la configuración del gas noble más próximo):
En la tercera tiene 4 electrones en un orbital p, luego tiene tendencia a tomar 2 electrón ⇒ estado de
oxidación -2. En la cuarta tiene 2 electrones en un orbital s, luego su tendencia a tomar o ceder electrones
es nula porque tiene el orbital s lleno.
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Describe el modo en que los electrones llenan los orbitales y pon un ejemplo.
Solución:
El modo en que los electrones llenan los orbitales atómicos se describe mediante tres reglas:
a) Principio de Aufbau: los electrones entran en los orbitales de energía más baja disponibles. Todos los
orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía.
b) Principio de exclusión de Pauli: en un orbital atómico sólo caben, como mucho, dos electrones. Para
poder ocupar el mismo orbital, los dos electrones deben tener espines opuestos.
c) Segunda regla de Hund: cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía, se disponen de
modo que tengan el máximo número de electrones desapareados (con el mismo espín).
La configuración electrónica detallada del flúor (z =9) es:
1s
8
2
2s
2
2px 2py 2pz
Escribir la estructura electrónica de los elementos con número atómico 10, 14 y 38; contestar las
siguientes cuestiones justificando cada una de las respuestas:
a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento?
b) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes?
c) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?
d) ¿Cuál el más electronegativo?
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Solución:
Las configuraciones electrónicas de los elementos dados en su estado fundamental es:
I (z = 10 ) → 1s2 2s2 2p6
II (z = 14 ) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
III (z = 38) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
a) Para decir el grupo al que pertenecen se suman los electrones que hay en la última capa, esto es:
I→2 electrón s + 6 electrones p ⇒ grupoVIII o 18. (Gas noble, Neón)
II→ 2 electrones s + 2 electrones p⇒ grupo IVA o 14. (Grupo del carbono, Siliceo)
III→ 2 electrón s ⇒ grupo IIA o 2. (Alcalino térreo, Estroncio)
b) El estado de oxidación más frecuente:
I→ gas noble completa la capa ⇒ 0
II→ tendencia a ceder o tomar 4 electrones ⇒ +4 o -4
III→ tendencia a ceder 2 electrones ⇒ +2
c) Carácter metálico se mide como la tendencia (mayor o menor) a ceder electrones.
I como es un gas noble no tiene carácter metálico ni no metálico.
Metales (ceden), luego es el I .
No metales (toman), es el elemento II aunque tiene comportamiento intermedio.
d) Electronegatividad, sabiendo que crece hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo, siendo el
flúor el más electronegativo por excelencia: III < II
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Escribir la estructura electrónica de los elementos con número atómico 11, 35 y 54; contestar las
siguientes cuestiones justificando cada una de las respuestas:
e) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento?
f) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes?
g) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?
h) ¿Cuál es el elemento más electropositivo y cuál el más electronegativo?
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Solución:
Las configuraciones electrónicas de los elementos dados en su estado fundamental es:
I (z = 11) → 1s2 2s2 2p6 3s1
II (z = 35 ) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
III (z = 54 ) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 5p6
e) Para decir el grupo al que pertenecen se suman los electrones que hay en la última capa, esto es:
I→ 1 electrón s ⇒ grupo 1. (Alcalino, Sodio)
II→ 2 electrón s + 5 electrones p ⇒ grupoVII o 17. (Halógeno, Bromo)
III→ 2 electrón s + 6 electrones p ⇒ grupoVIII o 18. (Gas noble, Xenon)
f)
El estado de oxidación más frecuente:
I→ tendencia a ceder 1 electrón ⇒ +1
II→ tendencia a tomar 1 electrón ⇒ -1
III→ gas noble completa la capa ⇒ 0
g) Carácter metálico se mide como la tendencia (mayor o menor) a ceder electrones.
Metales (ceden), luego es el I .
No metales (toman), luego es el II .
III como es un gas noble no tiene carácter metálico ni no metálico.
h) Electronegatividad, sabiendo que crece hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo, siendo el
flúor el más electronegativo por excelencia: I < II
10 a) Indicar razonadamente un conjunto posible de números cuánticos para los electrones p del flúor (z
=9) en su estado fundamental.
b) En el apartado anterior, indicar razonadamente los números cuánticos que corresponden a los
electrones desapareados que haya.
c) Indicar razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores los números cuánticos del último
electrón que completa la configuración electrónica del ion fluoruro en su estado fundamental.
Solución:
La configuración electrónica del cloro en su estado fundamental:
z = 9 → 1s2 2s2 2p5
a) Los electrones p del flúor están en el nivel 2 (n = 2) y como son p, l = 1; luego las combinaciones posibles
son:
(2, 1, -1, +1/2)
(2, 1, 0, +1/2)
(2, 1, 1, +1/2)
(2, 1, -1, -1/2)
(2, 1, 0, -1/2)
b) En el átomo de flúor sólo hay un electrón desapareado, siguiendo el orden del apartado anterior sus
números cuánticos son: (2, 1, 1, +1/2).
c) El ion fluoruro se forma cuando toma un electrón el átomo de flúor, este se instalará en un orbital 2p cuyos
números cuánticos son los siguientes: (2, 1, 1, -1/2).
11 Razone las siguientes afirmaciones si son verdaderas o falsas:
a) Según el principio de máxima multiplicidad de Hund, los electrones que ocupan orbitales de la misma
energía lo hacen de forma que haya el menor número de ellos desapareados.
b) Para poder ocupar el mismo orbital los electrones deben tener los mismos espines.
c) Un electrón en un átomo está caracterizado por los cuatro números cuánticos.
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Solución:
a) Falsa, porque según la segunda regla de Hund, cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma
energía (es decir, de un mismo subnivel), se disponen de modo que se tenga el máximo número de
electrones desapareados (con el mismo espín).
b) Falsa, porque según el principio de exclusión de Pauli, para poder ocupar el mismo orbital, los dos
electrones deben tener espines opuestos.
c) Verdadera, un electrón viene caracterizado por los cuatro números cuánticos: n,l,ml ,m s
12 d) Indica razonadamente un conjunto posible de números cuánticos para los electrones p del cloro (z =
17) en su estado fundamental.
e) En el apartado anterior, indicaa razonadamente los números cuánticos que corresponden a los
electrones desapareados que haya.
f) Indica razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores los números cuánticos del último
electrón que completa la configuración electrónica del ion cloruro en su estado fundamental.
Solución:
La configuración electrónica del cloro en su estado fundamental:
z = 17 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
d) Los electrones p del cloro están en el nivel 3 (n=3) y como son p l=1, luego las combinaciones posibles son:
(3, 1, -1, +1/2)
(3, 1, 0, +1/2)
(3, 1, 1, +1/2)
(3, 1, -1, -1/2)
(3, 1, 0, -1/2)
e) En el átomo de cloro sólo hay un electrón desapareado, siguiendo el orden del apartado anterior sus
números cuánticos son: (3, 1, 1, +1/2).
f)
El ion cloruro se forma cuando toma un electrón el átomo de cloro, este se instalará en un orbital 3p cuyos
números cuánticos son los siguientes: (3, 1, 1, -1/2).
13 Determina los valores de los números cuánticos del electrón situado en el orbital 3s con una orientación
positiva.
Solución:
El 3 corresponde al valor del nivel, es decir de n. La letra s significa el orbital, que le corresponde un valor de l de
0. Para este valor de l, el único valor posible del número cuántico magnético es 0, y como el valor de la
orientación es positiva, los números cuánticos son:
n=4
l=0
ml = 0
ms = + 1
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14 De las siguientes combinaciones de números cuánticos (n, l, m, s) para un electrón, señala la que no es
correcta. Justifica la respuesta:
a) (3, 3, -1, +1/2)
b) (2, 1, 0, +1/2)
c) (2, -1, -1, -1/2)
d) (3, 2, 1, -1/2)
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Solución:
Sabiendo los valores que toman los números cuánticos son:
n=1,2, ...
l= 1...n-1
m l = −l....0.... + l
1
ms = ±
2
El apartado a no es correcta, porque l no puede tener el mismo valor que n. De la misma forma c tampoco es
correcta porque l no puede tener valores negativos. Luego la b y la d son las únicas correctas.
15 Escribe los cuatro números cuánticos de todos los electrones que posee el nitrógeno (z = 7).
Solución:
La configuración del nitrógeno es:
1s 2 2s 2 2p 3
subnivel
n
l
ml
ms
1s
1
1
0
0
0
0
+1 2
-1 2
2s
2
2
0
0
0
0
+1 2
-1 2
2p
2
1
-1
0
1
±1 2
±1 2
±1 2
16 Indica razonadamente cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son correctas y el
nombre de los orbitales que, en su caso, representan:
a) (4, 4, -1, +1/2)
b) (3, 2, 1, +1/2)
c) (3, -2, 1, -1/2)
d) (2, 1, -1, -1/2)
Solución:
Sabiendo los valores que toman los números cuánticos son:
n=1,2, ...
l= 1...n-1
m l = −l....0.... + l
1
ms = ±
2
De las combinaciones dadas, las correctas son:
La b que pertenece al nivel 3, el electrón está en uno de los 5 orbitales del subnivel d (l = 2) con una orientación
de espín positiva.
La d que pertenece al nivel 2, el electrón está en uno de los 3 orbitales del subnivel p (l = 1) con una orientación
de espín negativa.
Las otras dos combinaciones no son posibles (a y c).
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