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CÁTEDRA: QUÍMICA
GUÍA DE PROBLEMAS Nº2
TEMA: ESTRUCTURA ATÓMICA Y UNIONES QUÍMICAS
OBJETIVOS: Conocer la notación simbólica, las partes y las partículas que conforman un
sistema atómico. Comprender las diversas teorías que sirvieron de base a los diferentes
modelos sobre la estructura del átomo. Desarrollar las configuraciones electrónicas, determinar
los niveles, subniveles de energía y la ubicación en la tabla periódica de los átomos.
Diferenciar los tipos de uniones químicas de acuerdo a los elementos que conforman el
compuesto. Inferir las propiedades de los compuestos de acuerdo a la unión que presentan.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
El núcleo está formado fundamentalmente por dos clases de partículas: protones (con carga
positiva) y neutrones (sin carga) y concentra la mayor parte de la masa del átomo. Los
electrones (partículas con carga negativa) rodean el núcleo del átomo en diferentes niveles de
energía. Así cada átomo neutro contiene un número de protones que es exactamente igual al
número de electrones y determina su identidad, este número recibe el nombre de número
atómico de dicho elemento, simbolizado con la letra “Z”.
El número de masa de un átomo es la suma del número de protones y neutrones en el núcleo
de un átomo, y se simboliza con la letra “A”, es siempre un número entero. Normalmente se
A
simboliza al átomo de la siguiente manera Z X , donde X es el símbolo del elemento.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que poseen igual número de electrones y
protones y distinto número de neutrones. Por lo tanto, isótopos son átomos que tienen el
mismo número atómico pero distinto número de masa. Estos presentan (generalmente) iguales
propiedades químicas y se diferencian en las propiedades físicas. El número de masa de un
isótopo no es exactamente igual a la masa atómica relativa. Para determinar las masas atómicas
relativas de los elementos se hace un promedio “ponderado” de las masas atómicas relativas de
cada isótopo perteneciente a dicho elemento. Promedio ponderado significa que se tiene en
cuenta la abundancia isotópica en la naturaleza. Por ejemplo el cloro se presenta en la
35
naturaleza como 17
Cl 75,40% y 37
24,60%
17 Cl
m Ar =
35 × 75,4 + 37 × 24,6
= 35,45
100
Podemos ver que 35,45 es el valor de la masa atómica relativa del cloro que depende de la
abundancia relativa de los dos isótopos que posee.
37
Cl las partículas subatómicas que lo
De la misma manera podemos calcular para el átomo 17
constituyen. El núcleo está constituido por 17 protones (Z) y 20 neutrones (N)
N = A – Z = 37 – 17
como el átomo es neutro también posee 17 electrones.
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ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
La mecánica cuántica establece que se requieren cuatro números cuánticos para describir el
ordenamiento electrónico de cualquier átomo (configuración electrónica) y desempeñan
papeles importantes para describir los niveles de energía de los electrones y la forma de los
orbitales que indica la distribución espacial del electrón. Estos números se derivan de la
solución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno.
Un orbital es simplemente una función matemática a la que se le puede asignar un significado
físico. Representa una región en un átomo en la que hay probabilidad de encontrar un electrón.
A continuación, se define cada número cuántico y se describe el rango de valores que abarca:
- Número cuántico principal (n): describe el nivel de energía que el electrón ocupa. Puede
ser cualquier número entero positivo 1, 2, 3.......7. Se relaciona con la distancia radial media
entre el electrón y el núcleo; como la distancia y la energía están vinculadas, el valor de
este número cuántico está relacionado con la energía asociada al electrón y con el volumen
o tamaño del orbital.
-
-
Número cuántico de momento angular o azimutal (l): Depende del valor del número
cuántico principal, identifica al subnivel de energía del electrón e indica la forma de los
orbitales. Cada subnivel (s, p, d, f) está caracterizado por un valor del número cuántico
azimutal. Los valores de l son números enteros desde 0 hasta n-1.
Número cuántico azimutal
=
Letra que designa el subnivel
=
0, 1, 2, 3, 4
..........(n-1)
↓ ↓ ↓ ↓ ↓
s, p, d, f, g ............
Número cuántico magnético (ml ): indica la orientación espacial del orbital. Puede tomar
valores integrales de – l pasando por 0 hasta + l. Estas diferentes orientaciones espaciales
de los orbitales no implican un diferente contenido energético.
El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la energía, forma y orientación de la
órbita que describe el electrón y que se denomina orbital.
Número cuántico de spin electrónico (ms): Describe el giro del electrón en torno a su
propio eje. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones opuestas entre si; por ello puede
tomar los valores de +1/2 y –1/2 que indican un sentido de giro igual o contrario al de las
agujas del reloj. En cada orbital atómico descripto por: n, l y ml pueden acomodarse sólo
dos electrones, uno con ms =+1/2 y otro con ms = -1/2.
Resumiendo: El nivel está caracterizado por n
El subnivel está caracterizado por l
El orbital está caracterizado por n, l, ml
El electrón está caracterizado por n, l, ml, ms
Para construir la configuración electrónica (ordenamiento electrónico) de un átomo debemos
tener en cuenta ciertas reglas y principios. Ellas son:
• El Principio de Exclusión de Pauli.
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•
•
El Principio de Aufbau (o Principio de construcción)
La Regla de máxima multiplicidad de Hund.
Existe una regla nemotécnica para recordar el orden de energía creciente de los subniveles
atómicos que consiste en disponer a los mismos según el esquema de la figura y ordenarlos
según la serie de líneas diagonales
El orden es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d.............
Para escribir la configuración electrónica se indican, los orbitales atómicos como __, los
electrones desapareados como ↑ y los electrones de giros apareados como ↑↓ . El electrón
desapareado es aquel que se encuentra solo en el orbital.
1s
2s
Diagrama que ayuda a recordar el orden de
Aufbau en los orbitales atómicos.
2p
3s
4s
3p
4p
3d
4d
5s
6s
7s
5p
6p
7p
5d
6d
4f
5f
PROPIEDADES PERIÓDICAS
La repetición periódica de configuraciones electrónicas similares determina cierta periodicidad
en las propiedades físicas y químicas de los elementos. En la tabla periódica se evidencia un
cambio desde los elementos metálicos en la izquierda a los elementos no metálicos a la
derecha.
Radio atómico: Basado en las distancias que separan los núcleos de átomos cuando están
unidos químicamente. “Radio atómico de enlace”.
Se puede generalizar que el r:
✔ decrece al aumentar z en un período en los bloques s y p ⇒ aumenta la carga nuclear
efectiva.
✔ aumenta al aumentar z en un grupo ⇒ aumento de “n” de electrones externos.
Observar que la contracción de los lantánidos da como resultado un decremento en el radio
atómico para los elementos que se ubican en el bloque f.
Radio iónico: Distancia entre los centros de cationes y aniones vecinos
Al igual que el tamaño de un átomo, el de un ión depende de:
la carga nuclear efectiva,
Número de electrones que posee
de los orbitales en los que residen los electrones externos
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Energía de ionización (I): Es la mínima energía necesaria para eliminar 1 electrón de un
átomo en estado gaseoso (o un ión) en su estado basal.
M(g) → M+(g) + e-(g)
I = E (M+, g) – E (M, g)
✔ Las primeras energías de ionización son menores en la parte izquierda baja de la tabla
periódica y mayores en la parte superior derecha.
✔ Las ionizaciones sucesivas de una especie requieren energías cada vez más altas.
Afinidad electrónica (AE): Cambio de energía que se produce cuando un átomo en estado
gaseoso adquiere un electrón para formar un anión.
M (g) + e-(g) → M- (g)
AE = E (M-, g) – E (M, g)
Las afinidades electrónicas son mayores para los elementos cercanos al flúor en la tabla
periódica.
Electronegatividad: “(χ) Es una medida de la capacidad de un átomo en una molécula para
atraer hacia sí mismo los electrones de un enlace. En general los electrones que participan en
un enlace covalente están más cercanos del átomo con mayor valor de χ y la carga parcial
negativa (δ-) se sitúa sobre ese átomo. De manera equivalente, la carga parcial positiva (δ+)
queda en el átomo con valor más pequeño de χ. Linus Pauling logró asignar un valor a cada
uno de los elementos de la tabla periódica, analizando información experimental. La tendencia
de χ es que incrementa al avanzar de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba
abajo en un grupo. El valor máximo de χ lo tiene el flúor (4,0) y el mínimo corresponde al
Cesio y Francio (0,70).
PREDICCIÓN DEL TIPO DE ENLACE: la diferencia de χ de dos átomos que se enlazan
puede usarse como una guía para proponer el tipo de enlace que existe entre ellos. Cuando la
diferencia (χA-χB) es muy grande, el enlace entre A y B es iónico. Si χA-χB es pequeña, el
enlace entre A y B es covalente polar. Finalmente, si χA-χB es cero, se trata de un enlace
covalente no polar entre A y B. Este criterio es arbitrario y falible, pero sirve como una guía
para predecir el enlace entre dos átomos.
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UNIONES QUÍMICAS
Se denomina a la fuerza que actúa entre dos átomos o grupo de átomos con intensidad
suficiente como para mantenerlos juntos. Los átomos al combinarse con otros para formar una
unión química tienden a lograr la configuración electrónica del gas noble más próximo ya que
esta es más estable.
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos sólo entran en contacto las
regiones exteriores, razón por la cual al estudiar el enlace químico se consideran sobre todo los
electrones de valencia (electrones más externos).
Fórmulas puntuales de Lewis: Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo
del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo. Ej: el C cuya configuración
electrónica externa es 2s22p2, tiene 4 electrones en su último nivel, por lo tanto utilizando las
fórmulas puntuales de Lewis se representaría como
•
•C•
•
Las fórmulas puntuales de Lewis también pueden emplearse para representar a los electrones
de valencia en los átomos que forman un enlace iónico, o un enlace covalente en la molécula o
ión poliatómico.
Escritura de las estructuras de Lewis: se deben seguir las siguientes indicaciones
1. Se calcula N, el número de electrones en la capa de valencia que requieren todos los átomos
de la molécula o ión para adquirir la configuración de gas noble.
2. Se calcula A, el número de electrones disponibles en la capa de valencia de todos los
átomos. Para iones con carga negativa, se suma el número de electrones igual a la carga del
ión, para iones de carga positiva se resta igual número de electrones que la carga del ión.
3. Se calcula S, el número total de electrones compartidos en la molécula o ión, S=N-A.
4. Elegir un esqueleto razonable para la molécula o ión: el átomo menos electronegativo suele
ser el elemento central, excepto el H. Los átomos de O no se enlazan entre sí, excepto en O2
y O3. En los ácidos los H se enlazan a los átomos de O y no al átomo central, excepto en los
hidrácidos (HCl, HF) y en el amoníaco.
5. Se colocan los electrones S en el esqueleto como pares compartidos usando dobles y triples
enlaces, en caso de ser necesario. Las fórmulas pueden representarse mediante las fórmulas
puntuales de Lewis o guiones, cada guión representa un par de electrones compartidos.
6. Se colocan electrones adicionales en el esqueleto como pares electrónicos no compartidos
para llenar el octeto de cada elemento, excepto para el H que sólo puede compartir 2. Se
comprueba que el número total de electrones sea igual a A.
Enlace iónico: Ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es notable, y su
característica esencial es que hay una transferencia completa de electrones desde un átomo a
otro con formación de cationes (iones positivos) y aniones (iones negativos). Por lo general,
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mientras más distantes se encuentran dos elementos en la tabla periódica, mayor probabilidad
existe que formen un compuesto iónico.
Enlace Covalente: Unión en la cual los electrones de la unión son compartidos por dos
átomos. Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares. En un enlace no polar el par
de electrones se comparte por igual entre los átomos involucrados que atraen dicho par con la
misma fuerza como es el caso de la molécula de H2. Los enlaces covalentes, como el del HF se
conocen como enlaces covalentes polares, en el cual el par de electrones se comparte en forma
desigual; ya que el átomo de flúor atrae con mayor fuerza los electrones involucrados en la
unión que el átomo de hidrogeno, debido a su mayor electronegatividad.
El par de electrones compartidos se representa normalmente con una sola línea, por ejemplo el
enlace covalente de la molécula de H2 se puede escribir H  H.
PROBLEMAS RESUELTOS
1.- a- Realizar la configuración electrónica del átomo de Cl, cuyo número atómico es 17.
b- Indicar período al cual pertenece y número de electrones en el nivel de valencia
c- Dar los valores de los números cuánticos para el electrón número 9
Solución:
a. Siguiendo la tabla anterior, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
b. Teniendo en cuenta la configuración electrónica vemos que se encuentra en el período 3 y
posee 7 electrones en el nivel más externo (nivel de valencia)
c. Si nos fijamos en la configuración electrónica para el cloro el electrón número 9 se encuentra
en 2p5, lo que nos da los siguientes valores de los números cuánticos:
n= 2, l = 1, ml = 0, ms = ½. Cabe aclarar que ml puede tomar cualquiera de los tres
valores permitidos –1, 0, -1.
2.- Analizar la unión entre el F y el Li para formar el fluoruro de litio y entre H y O para
formar agua.
Solución:
Si escribimos las configuraciones electrónicas del Li y del F, observamos que el átomo de Li
posee un electrón en su último nivel y este le impide tener la configuración del gas noble
anterior (He), y al átomo de flúor le falta un electrón para adquirir la configuración electrónica
del Ne.
Al emplear las fórmulas puntuales de Lewis para representar la unión:
Li .
••
+
.F :
••
Li
+



••



:F :
••
−
Los átomos de Li pierden un electrón para formar iones Li+ que sólo contiene 2 electrones, el
mismo número que el gas noble precedente, helio. Se dice que los iones litio tienen la
estructura electrónica del helio; es decir, el Li+ es isoelectrónico con el helio. Cuando dos o
más especies (neutras o iónicas) poseen igual número de electrones de valencia se denominan
isoelectrónicas.
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El átomo de F toma el electrón cedido por Li y forma el anión fluoruro que posee la
configuración electrónica del Ne.
••
Para el agua: H2O
H  O  H. Nótese que algunos electrones de valencia no intervienen
••
en la formación del enlace. Solo 2 electrones del O son compartidos con los átomos de H. Así
el átomo de O posee 8 electrones en su último nivel y el de H, 2 al formar la unión. Dado que
el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, la unión covalente será polar.
3.- ¿Qué elemento o ión tiene mayor radio de los siguientes pares?
a) Li o Na: el Li y el Na pertenecen al mismo grupo pero el Na tiene mayor n y dado que
el radio aumenta de arriba hacia abajo con el aumento del número cuántico principal
“n”, el Na tendrá mayor tamaño que el Li
b) F o F-: el ion F- para adquirir la configuración de gas noble adquiere 1 electrón por lo
que se expande su nube electrónica y aumenta el tamaño haciendo que el ion F- tenga
mayor tamaño que el átomo de F.
c) Mg2+ o Al3+: Mg2+ pierde dos electrones y el Al3+ pierde 3 electrones se desocupan
orbitales externos se contrae; por lo que el Mg2+tendrá mayor tamaño.
4.- ¿Cuántos electrones de valencia hay en cada uno de los siguientes átomos: Si, N, Al, O y
Cl?
Solución:
Si: pertenece al Grupo 14, tendrá 4 electrones de valencia
N: pertenece al Grupo 15, tendrá 5 electrones de valencia
Al: pertenece al Grupo 13, tendrá 3 electrones de valencia
O: pertenece al Grupo 16, tendrá 6 electrones de valencia
Cl: pertenece al Grupo 17, tendrá 7 electrones de valencia
5.- Realizar la unión química en el ácido sulfúrico y en el ión sulfato de acuerdo a la escritura
de las estructuras de Lewis.
Solución:
Para H2SO4: N = 2x2 (H) + 8x1 (S) + 8x4 (O) = 44 electrones necesarios.
A = 2x1 (H) + 6x1 (S) + 6x4 (O) = 32 electrones disponibles
S = N – A = 44 – 32 = 12 electrones compartidos (6 pares de electrones
compartidos).
Para H2SO4:
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Para SO42-:
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Para SO42-:
N = 8x1 (S) + 8x4 (O) = 40 electrones necesarios
A = 6x1 (S) + 6x4 (O) + 2 = 32 electrones disponibles
S = N – A = 40 – 32 = 8 electrones compartidos (4 pares de electrones
compartidos).
PREGUNTAS DE REPASO
1.- Complete las siguientes afirmaciones:
a. Cuando n = 2, los valores de l pueden ser…………. y…………….
b. Cuando l = 1, los valores de ml pueden ser ……, …….. y ……., y el subnivel se
representa por la letra…..
c. Cuando l = 2, el subnivel se llama……..
d. Cuando el subnivel se llama s, el valor de l es …… y ml tiene el valor de………
e. Cuando el subnivel llama p, hay ……..orbitales dentro de ella.
f. Cuando el subnivel se llama f, hay ……… valores de ml, y hay ……..orbitales dentro
de ellas.
2.- Diga cuál de los siguientes conjuntos de números cuánticos es posible. Si el conjunto es
inválido, explique brevemente por qué no es correcto.
a) n=3, l=3, ml=0
d) n=2, l=1, ml=0
b) n=3, l=0, ml= -2
e) n=6, l=0, ml=1
c) n=4, l=3, ml= -4
3.- La estructura electrónica de un átomo de F, es: (Justificar su respuesta)
a) 1s22s22p5
c) 1s22s22p23s23p1
b) 1s22s22p43s1
d) 1s22s22p3
4.- Las configuraciones electrónicas que siguen son incorrectas. Explique los errores cometidos
y escriba la configuración correcta:
a) 13Al: 1s2 2s2 2p4 3s2 3p3 b) 5B: 1s2 2s3 c) 9F: 1s2 2s2 2p4 3s1 d) 17Cl: 1s2 2s2 2p5 3s2 3p6
5.- A medida que la diferencia de electronegatividades entre dos elementos disminuye, la
tendencia de los elementos a formar un enlace covalente: aumenta, disminuye, permanece igual
o algunas veces se incrementa y otras decrece. Justificar.
6.- Discutir la posición del hidrógeno en la tabla periódica de acuerdo a su configuración
electrónica. Analizar sus valores de energía de ionización y afinidad electrónica.
7.- De acuerdo al siguiente diagrama que representa una parte del sistema periódico,
correspondiente a elementos de los grupos representativos:
Grupo 1
A
Grupo 2
B
C
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Grupo 13
Grupo 14
Grupo 15
Grupo 16
D
E
F
G
H
Grupo 17
M
J
I
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Indicar, justificando la respuesta:
a) El elemento de menor radio atómico
b) El elemento de menor electronegatividad
c) ¿Cuál de los elementos formará un catión con dos cargas?
d) ¿Cuál de los elementos tiene mayor radio atómico?
e) ¿Cuál de los elementos tiene menor potencial de ionización?
f) ¿Cuál de los siguientes compuestos no es posible que exista?
a) B2
b) BJ
c) DI
d) AM
e) AH
EJERCITACION
1.- a) Indicar número másico y número atómico de un elemento cuyo núcleo atómico contiene
14 protones y 13 neutrones?
b) Calcule el número de electrones y neutrones que hay en el átomo cuyo Z=11 y A=23.
c) El Neón de Z=10 forma tres isótopos con A = 20, 21 y 22 respectivamente. Indique para
cada uno de ellos el número de neutrones.
d) ¿Cuál es la composición nuclear de los seis isótopos naturales del calcio, cuyos números de
masa son: 40,42, 43, 44, 46 y 48?
2.- Dados los núclidos siguientes:
,
,
,
,
,
,
con sus símbolos correspondientes:
a) Aquellos que son isótopos entre sí
b) Aquellos núclidos con igual número de neutrones. Justifique
,
,
,
identificar
3.- Conociendo el porcentaje y número másico de los isótopos del cloro y del plomo hallar la
masa atómica relativa de cada uno de los dos elementos:
Elemento
Cloro
Plomo
Z
17
17
A
35
37
% del isótopo
76
24
82
82
82
82
204
206
207
208
1,50
23,60
22,60
52,30
4.- a) Escribir la configuración electrónica de los siguientes elementos: B, N, K, Br y Ba.
b) Con la ayuda de la tabla periódica, ¿Qué elementos tienen las siguientes configuraciones
electrónicas?
II) 1s22s22p63s23p1
I) 1s22s22p63s2
III) 1s22s22p63s23p64s23d8
IV) 1s22s22p63s23p64s23d5
c) Determinar con la configuración electrónica a qué grupo y periodo pertenece los dos
primeros átomos.
5.- a) Indique los números cuánticos para los electrones p del cloro en su estado fundamental.
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b) Para el inciso anterior, indique los números cuánticos n y l que corresponden a los
electrones desapareados que posea el cloro.
6.- Un átomo neutro posee 2 electrones con n = 1, 8 electrones con n = 2, 8 electrones con n =
3 y 2 electrones con n = 4. Asumiendo que este elemento se encuentra en su estado basal,
indique:
a) Número atómico
b) Número total de electrones s, p y d.
7.- Dados los siguientes elementos: 5A,
afirmaciones:
a) pertenecen al mismo periodo
b) pertenecen al mismo grupo
c) el elemento C pertenece al 4to periodo.
13B
y
31C.
Razone la validez de las siguientes
8.- a) Escribir la configuración electrónica de los siguientes iones: Na+, F-, Mg+2, Al+3, S2- y O2b) Indicar cuáles son isoelectrónicos. Justifique
9.- a) Realizar la configuración electrónica de los siguientes átomos: H, Sb, Ca, He, Al, Mg, S,
Cl, Li
b) ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada átomo?
c) Indicar cuántos electrones deben ganar o perder las siguientes especies químicas para
adquirir la estructura de gas noble: Un átomo de Ba, un átomo de S, un ion cloruro.
10.- En base a la configuración electrónica de los siguientes iones y átomos, indicar:
a) ¿Cuáles de los siguientes son isoelectrónicos: Cl-, O2-, F, Ca2+, Fe3+?
b) ¿Por qué el Mg2+ es más pequeño que el F-, aunque ambos son iones isoelectrónicos?
c) Las siguientes son especies isoelectrónicas: Cl-, K+ y Ca2+. Ordenarlos en orden creciente de
sus radios iónico. Justifique
d) Ordenar los átomos neutros del pto a y c en orden creciente de su energía de ionización y
afinidad electrónica. Justifique
11.- Ordene en orden creciente de energía de ionización los miembros de los siguientes grupos
de elementos: a) metales alcalinos, b) halógenos. Justifique
12.- Represente según la notación electrónica de Lewis:
a) átomo de flúor
b) ion fluoruro
c) átomo de carbono
d) ion magnesio
e) átomo de oxigeno
f) ion aluminio
g) átomo de azufre
13.- a) Predecir el tipo de enlace que se formaría entre los siguientes pares de átomos:
I) H y F
II) Na y Cl
III) O y Mg
IV) H y O
b) Representar la unión de acuerdo a la notación de Lewis
14.- Clasificar y representar el enlace de las siguientes moléculas como iónico, covalente o
covalente polar:
HCl, Cl2, CaS, SO2, MgCl2, H2S.
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15.- a) Calcular la cantidad de electrones compartidos (en los casos que corresponda) para los
siguientes compuestos e iones
b) Dibuje la estructura de Lewis para cada uno y señale que tipo de unión se establece
a) Molécula de nitrógeno
b) Acido Bromhídrico.
c) Cloruro de sodio
d) Agua
e) Yoduro de Calcio
f) Trióxido de azufre
g) Amoníaco
h) Ácido nítrico
i) Dióxido de carbono
j) Ion nitrito
k) Ion clorato
l) Ion carbonato
Problemas propuestos
1.- El anión X-2 tiene 17 neutrones y es isoelectrónico con el anión cloruro. Escribir el símbolo
químico del elemento X, mencionando además el número atómico y el número másico del
elemento correspondiente.
2- a) Para los iones 19F-1, 33S-2 y 27Al+3 calcule el número de protones, electrones y neutrones
que posee cada uno
b) Realice la configuración electrónica del elemento que está en el grupo 2 y cuarto período.
c) Escriba los números cuánticos para el electrón número 17
d) Ese elemento tiende a dar iones positivos o negativos. Justifique
3.- Un átomo de un elemento A del tercer período gana un electrón. El anión formado (A-1)
tiene ocho electrones en su último nivel de energía. Indique
a) el número de neutrones del isótopo 37A.
b) La configuración electrónica externa (CEE) de A indicando si es representativo, de
transición o de transición interna.
c) ¿Escriba los números cuánticos para los dos últimos electrones de A.
4.- Para el elemento
Br:
a) Realizar su Configuración electrónica (CE), utilizando la regla de ocupación de orbitales de
Aufbau
b) Indicar el número de electrones, protones y neutrones.
c) ¿Cuántos electrones tiene en el último nivel?
d) ¿Cuántos electrones en el anteúltimo nivel?
e) ¿Posee electrones desapareados? ¿En qué cantidad?
5.- El elemento O pertenece al segundo período y grupo 16 de la tabla periódica. El elemento X
tiene número atómico 16.
a) Escriba la configuración electrónica para cada elemento.
b) ¿Qué tipo de unión puede existir entre los átomos de un compuesto formado por O y X?
¿Por qué?
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c) Escriba la estructura de Lewis y la fórmula desarrollada del compuesto XO2. Indique el
tipo de unión.
d) Dar la estructura de Lewis del compuesto Na2XO3, sabiendo que el número atómico del
Na es 11.
6.- Los iones 31X-3 y 20R-2 son isoelectrónicos. Identificar al elemento X con su símbolo
químico e indicar el número de nuetrones que posee el átomo 31X
7.- El orden decreciente de las energías de primera ionización de los elementos
12Mg, es (Justifique su respuesta):
a) ENa >EMg >EK
d) EK > ENa > EMg
e) EMg > ENa >EK
b) EK < ENa< EMg
c) Ninguna de las afirmaciones es correcta
11Na, 19K
y
8.- Represente las estructuras de Lewis e indique la fórmula mínima de los compuestos
formados por:
a) 19K y 9F
b) 17Cl y 13Al
c) 16S y 12Mg
9.- Un elemento del grupo 16 se combina consigo mismo. ¿Qué tipo de unión puede formar?
Haga la estructura de Lewis de dicha molécula.
10.- Represente las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:
a) LiF b) BaBr2 c) MgS d) Na3P e) Cl2 f) CaCO3 g) N2O3
Química FI UNPSJB 2015
h) Cl2O
i) O2
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