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Química 2º Bachillerato
ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA
1. Para el ión Cl− (Z=17) del isótopo cuyo número másico es 36:
a) Indique el número de protones, electrones y neutrones.
Puesto que Z=17 entonces tendrá 17 protones.
Puesto que A=36 entonces tendrá (36-17)=19 neutrones.
Puesto que se trata de un ion con una carga negativa entonces tendrá (17+1)=18
electrones
b) Escriba su configuración electrónica. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
c) Indique los valores de los números cuánticos de uno de los electrones
externos.
Los electrones externos son los del último subnivel, en este caso se trata del
subnivel energético 3p (n=3 l=1).Como el subnivel está completo, los números
cuánticos de uno cualquiera de los 6 electrones que puede haber ahí serán n=3 l=1
m=-1 s=1/2 (3,1,-1,1/2)
2. El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente: A = 9; B
= 16; C = 17; D = 19; E = 20, Razone:
a) Cuál es el más electronegativo
b) ¿Cuál posee menor energía de ionización?
c) ¿Cuál puede convertirse en anión divalente estable?
En primer lugar debemos de escribir las configuraciones electrónicas de dichos
átomos para conocer la estructura electrónica en la capa de valencia (última capa) y
así determinar las propiedades químicas de dichos átomos:
A(9) 1s2 2s2 2p5
B(16) 1s22s22p63s23p4
C(17) 1s22s22p63s23p5
D(19) 1s22s22p63s23p64s1
E(20) 1s22s22p63s23p64s2
a) ¿Cuál es el más electronegativo?
La electronegatividad es la tendencia a acercar hacia sí los electrones
compartidos con otro átomo en un enlace covalente. El más electronegativo será el
A o C porque son los que tienen más tendencia a captar un electrón para quedarse
con la capa de valencia completa ya que les falta solamente un electrón para
completarla, son elementos situados en la Tabla Periódica en el grupo de los
halógenos. De entre ellos dos, el más electronegativo es el Z ya que al tener menos
electrones éstos están más próximos al núcleo y son más fuertemente atraídos por él
por tanto tiene más tendencia a captar el electrón que le falta para completar el nivel
2.
b) ¿Cuál posee menor energía de ionización?
La energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo para
arrancarle su electrón más externo. El átomo que tiene menos energía de ionización
es el D porque es el que tiene en su última capa o nivel un sólo electrón y por eso es
más fácil quitárselo que a los demás; al quitarle ese electrón más externo el átomo
queda con sus capas completas lo que le da mayor estabilidad. Se trata de un
elemento situado en la Tabla Periódica en el grupo 1 o grupo de los metales
alcalinos.
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c) ¿Cuál puede convertirse en anión divalente estable?
El que puede convertirse en un anión divalente estable es el E porque es el que
tiene dos electrones en su última capa que los puede perder con más facilidad que
los demás ya que así consigue quedarse con la última capa completa lo que
representa un estado de menor energía o mayor estabilidad.
3. a) Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes: N3– (Z =
7), Mg2+ (Z = 12), Cl– (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z = 18).
N3– (Z = 7) 1s22s22p6 en total son diez electrones, es un anión -3 es decir un
átomo que ha ganado 3 electrones.
Mg2+ (Z = 12) 1s22s22p6 en total son diez electrones, es un catión +2 es decir un
átomo que ha perdido 2 electrones
Cl– (Z = 17) 1s22s22p63s23p6 en total son dieciocho electrones, es un anión -1 es
decir un átomo que ha ganado 1 electrón
K (Z = 19) 1s22s22p63s23p64s1 en total son diecinueve electrones, es un átomo
neutro
Ar (Z = 18) 1s22s22p63s23p6 en total son dieciocho electrones, es un átomo
neutro
b) Indique los que son isoelectrónicos.
Son isolelectrónicos los que tienen el mismo número de electrones: N3– y Mg2+;
también Cl–y Ar
c) Indique los que presentan electrones desapareados y el número de los
mismos.
El único que presenta electrones desapareados es K ya que los demás tienen
todas las capas o niveles de energía completos, es decir, con el número máximo de
electrones que pueden albergar y por tanto está apareados dos a dos (con los espines
opuestos).
El K tiene un único electrón desapareado en la última capa, ocupando un orbital
de tipo 4s.
4. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El neón y el O2− tienen la misma configuración electrónica.
b) El neón tiene una energía de ionización menor que la del oxígeno.
c) El neón y el O2− tienen el mismo número de protones.
Las configuraciones electrónicas de Neón y O2- son respectivamente
Ne (Z = 10) 1s22s22p6 El número de electrones coincide con el número atómico (Z) en
un átomo neutro O2– (Z = 8) 1s22s22p6 El número de electrones en un ion 2- es igual a
Z+2.
Por tanto:
a) El neón y el O2− tienen la misma configuración electrónica.
Correcto, al tener el mismo número de electrones los tienen distribuidos de igual
forma y, por tanto, tienen la misma configuración electrónica.
b) El neón tiene una energía de ionización menor que la del oxígeno.
No es cierto; el neón tiene mayor energía de ionización que el oxígeno porque al
tener la última capa o capa de valencia completa es necesario suministrar una gran
cantidad de energía para poder quitar o arrancar un electrón; esta energía es mayor
que la que se necesita para quitarle un electrón a un átomo de oxígeno porque la
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capa de valencia no está completa. Aunque el oxígeno también tiene una energía de
ionización elevada.
c) El neón y el O2− tienen el mismo número de protones.
No es cierto; el neón tiene diez protones (Z=10) y el O2- tiene ocho protones
(Z=8)
5. Dados los conjuntos de números cuánticos: (2,1,2, ½); (3,1,−1, ½); (2,2,1,−½);
(3,2,−2,½)
a) Razone cuáles no son permitidos.
(2,1,2, ½) --> NO es permitido Porque en orbitales tipo (p), el numero cuántico
(m) solo puede tomar los valores (-1), (0) y (+1).
(3,1,−1, ½) --> SI es permitido. Éste electrón esta en el nivel 3 de energía, orbital
tipo (p) y en el orbital de numero cuántico (m) = (-1).
(2,2,1,−½) --> NO es permitido. Porque en el nivel 2 de energia no hay orbitales
tipo (d).
(3,2,−2, ½) --> SI es permitido. Éste electrón está en el nivel 3 de energía, orbital
tipo (d) y en el orbital de numero cuántico (m) = (-2).
b) Indique en qué tipo de orbital se situaría cada uno de los electrones
permitidos.
(3,1,−1, ½) --> Tipo (p).
(3,2,−2, ½) --> Tipo (d).
6. Dadas las especies químicas Ne y O2−, razone la veracidad o falsedad de las
siguientes afirmaciones:
a) Ambas especies poseen el mismo número de electrones.
VERDADERO. Porque el número atómico del átomo de neón es 10 y, como es
neutro, tiene 10 electrones. Y el del oxígeno es 8, pero como tiene dos electrones de
más, tiene 10 electrones.
b) Ambas especies poseen el mismo número de protones.
FALSO. El número de protones lo indica el numero atómico. El núcleo de
oxígeno contiene 8 protones mientras que el núcleo de neón tiene 10 protones.
c) El radio del ión óxido es mayor que el del átomo de neón.
VERDADERO. El átomo de neón y el ión óxido son isoelectrónicos, es decir,
tienen el mismo número de electrones. Cuando ocurre esto, tiene mayor radio el de
menor número atómico, por tanto, el radio del ión óxido es mayor que el del átomo
de neón.
7. La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2p5.
a) Justifique si se trata de un metal o un no metal.
Los no metales son los elementos de la derecha de la tabla periódica, los
orbitales de la última capa o capa de valencia son orbitales p. El elemento en
cuestión tiene 7 electrones en la última capa, está situado en el período 3, grupo 17
(10+2+5), se trata por tanto de un halógeno, concretamente se trata del CLORO, es
un NO METAL.
b) Indique, razonadamente, un elemento que posea mayor potencial de
ionización que A.
La energía de ionización es la energía necesaria para quitar un electrón a un
átomo (o a un mol de átomos). Es decir la energía necesaria para pasarlo desde el
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estado u órbita en la que se encuentra hasta una órbita suficientemente alejada como
para aceptar que la interacción con el núcleo ha desaparecido.
Esta energía de ionización es muy grande para los no metales ya que la última
capa está "casi completa" y la tendencia de estos átomos es a aceptar electrones y no
a perderlos. Los gases nobles, al tener la capa de valencia completa, son los
elementos cuya energía de ionización es mayor. Es más difícil quitar un electrón "p"
a un átomo 3s2p5 que ha un átomo 3s2p1.
Por tanto, el elemento siguiente en la tabla periódica, es decir, el ARGÓN con
configuración electrónica 3s2p6 tiene mayor potencial de ionización que A.
Otra posibilidad: puede también justificarse que el elemento de
configuración 2s2p5 (el FLUOR) tendrá mayor energía de ionización que A ya que
los electrones se encuentran situados en el nivel 2 que es más interno y es más
fuertemente atraído por el núcleo.
c) Indique, razonadamente, un elemento que posea menor potencial de
ionización que A.
Por la misma razón que el argumento anterior, el AZUFRE, que tiene
configuración electrónica 3s2p4 tendrá menor potencial de ionización que A. Por otro
lado, el elemento de configuración 4s2p5 (el BROMO) al tener los electrones en un
nivel más externo tendrá los electrones menos atraídos por el núcleo y tendrá una
energía de ionización menor.
8. La configuración electrónica del ion X3− es 1s22s22p63s23p6.
a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X?
El ion X3− tiene 18 electrones por tanto el átomo neutro X tendrá 15 electrones,
su número atómico será Z=15; se trata del FÓSFORO ya que su configuración
electrónica será 1s22s22p63s23p3, por tanto está situado en el período 3 y en el grupo
15 (10+2+3)
b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento? (contestado antes)
c) Razone si el elemento X posee electrones desapareados.
Si que posee electrones desapareados ya que el subnivel 3p contiene tres
orbitales de tipo p y debe de contener tres electrones que se sitúan, cada uno de
ellos, en uno de esos tres orbitales p, esto es así porque la regla de máxima
multiplicidad de Hund establece que los electrones de un mismo subnivel deben de
situarse lo más desapareados posible.
Diagrama de "cajitas" en el que se representan los electrones desapareados del subnivel 3p en el átomo de
fósforo