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Septiembre 2016. Pregunta 1A.- Los números atómicos de los elementos A, B y C son Z, Z+1 y Z+2,
respectivamente. Si B es el gas noble que se encuentra en el tercer periodo, conteste razonadamente a las siguientes
cuestiones:
a) Identifique dichos elementos con el nombre y el símbolo.
b) Escriba sus configuraciones electrónicas e indique en qué grupo y periodo se encuentran A y C.
d) ¿Cuál es el elemento más electronegativo de los tres y cuál es el ión más estable que forma cada uno de
ellos?
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
A ≡ Halógeno del 3º periodo. Cloro (Cl)
B ≡ Gas noble del 3º periodo. Argón (Ar)
C ≡ Metal alcalino del 4º periodo. Potasio (K)
b.
A ≡ Cl: 1s 2 ;2s 2 ,2p 6 ;3s 2 ,3p5 Pertenece al 3º periodo y al grupo 17 (VIIA), halógenos
B ≡ Ar: 1s 2 ;2s 2 ,2p 6 ;3s 2 ,3p 6 Pertenece al 3º periodo y al grupo 18 (VIIIA), gases nobles
C ≡ K: 1s 2 ;2s 2 ,2p 6 ;3s 2 ,3p 6 ;4s1 Pertenece al 4º periodo y al grupo 1 (IA), metales alcalinos
d.
La electronegatividad es la tendencia de un átomo de atraer hacia si el par electrónico compartido en un
enlace covalente. De los tres elementos, el mas electronegativo es el A (Cl).
A : Cl −
Ión cloruro

El ión mas estable que forma cada uno de ellos es:  B : Ar No forma iones
 C : K + Catión potasio

Modelo 2016. Pregunta 1B.- En la tabla adjunta se recogen las dos primeras energías de ionización (E.I., en
kJ·mol–1) y las electronegatividades (EN) de tres elementos pertenecientes al tercer periodo: cloro, magnesio y
sodio.
a) Defina los conceptos de energía de ionización y de
ELEMENTO
1ª E.I.
2ª E.I.
EN
electronegatividad.
X
495,8
4562
0,93
b) Escriba las configuraciones electrónicas de los tres
Y
737,7
1451
1,31
elementos mencionados en el enunciado.
Z
1251
2298
3,16
c) Utilizando las energías de ionización, justifique cuáles
son cada uno de los elementos X, Y y Z.
d) Justifique los valores de las electronegatividades de la tabla.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
Energía de ionización (Ei): es la mínima energía necesaria para separar un electrón de un átomo neutro
gaseoso en su estado fundamental.
X (g ) + E i → X + (g ) + e −
Electronegatividad: es la tendencia de los átomos de atraer los electrones que comparte con otro elemento
en un enlace.
b.
Cl: 1s2 2s22p6 3s23p5
Mg: 1s2 2s22p6 3s2
Na: 1s2 2s22p6 3s1.
c.
Teniendo en cuenta la configuración electrónica de los átomos, y fijándonos en el número de electrones que
deberían ganar o perder para alcanzar la configuración de gas noble, podremos diferenciar para cada átomo su
energía de ionización.
El Na (1s2 2s22p6 3s1) tiene un solo electrón en el nivel 3 por lo que su 1ª E.I. será baja, pero su 2ª E.I. será
muy elevada, debido a dos razones, el catión Na+ tiene configuración electrónica de gas noble y el siguiente electrón
que se se arrancaría seria de un nivel inferior y por tanto mas fuertemente unido al núcleo, por lo tanto se identifica
con el elemento X.
El Mg (1s2 2s22p6 3s2) tiene dos electrones en el último nivel que no le costaría mucho perder para alcanzar
la configuración electrónica de gas noble y por tanto tendrá las dos primeras energías de ionización bajas, en la
tercera será donde aparezca un salto brusco por razones análogas al sodio, se identifica con el elemento Y.
1
El Cl (1s2 2s22p6 3s23p5) su tendencia es a ganar, por lo que todas sus energías de ionización serán altas, lo
identificamos con el elemento Z.
d.
Los tres elementos están en el mismo periodo. Los no metales, tienen mayor electronegatividad que los
metales. Dos son metales, Na y Mg, y el Cl no metal. Por sus configuraciones electrónicas, el cloro (Z) tiene
tendencia a ganar electrones que el sodio o el magnesio, cuya tendencia es a perderlos, por lo tanto, la
electronegatividad del cloro es mayor que la del sodio y magnesio. Entre sodio y el magnesio, el sodio tiene menor
electronegatividad ya que su núcleo es menor Tiene menos carga positiva) que el del magnesio y por tanto tendrá
menos fuerza de atraer hacia si los electrones compartidos en un enlace, en cualquier caso, sus valores de
electronegatividad serán bastante bajos.
Modelo 2016. Pregunta 1A.- Considere los siguientes elementos: A es el alcalinotérreo del quinto periodo, B
es el halógeno del cuarto periodo, C es el elemento de número atómico 33, D es el kriptón y E es el elemento cuya
configuración electrónica de la capa de valencia es 5s1.
a) Indique el grupo al que pertenece cada uno de los átomos.
b) Justifique cuántos electrones con m = −1 posee el elemento E.
c) Razone cuáles son los iones más estables que forman los elementos B y E.
d) Indique razonadamente si el radio del ión A2+ es mayor que el del ión B−.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
A ≡ Sr
B ≡ Br. Grupo 17 (Halógenos)
C ≡ As. Grupo 15 (Nitrogenoideos)
D ≡ Kr. Grupo 18 (gases Nobles)
E ≡ Rb. Grupo 1 (Alcalinos)
b.
Para que m = ‒1, l ≥ 1, en la configuración electrónica del rubidio los electrones con m = ‒1 estarán en los
subniveles 2p, 3p, 3d, y 4p, y en cada uno de ellos habrá dos electrones, por lo tanto en total habrá 8 electrones con
que cumplan esta condición (2, 1, ‒1, ±½); (3, 1, ‒1, ±½); (3, 2, ‒1, ±½); (4, 1, ‒1, ±½).
c.
Los iones más estables de un átomo son los que alcanzan estructura electrónica de gas noble.
•
Br: [Ar]; 4s2; 3d10; 4p5 → Br − : [Ar]; 4s2; 3d10; 4p6 (Octeto completo)
•
Rb: [Kr]; 5s1 → Rb + : [Kr] (Octeto completo)
d.
Los iones Sr 2 + y Br − son especies isoelectrónicos (igual número de electrones), por lo que la diferencia
del su radio se deberá a la carga nuclear, el ión de mayor carga, tendrá menor radio debido a que sus electrones
estarán mas fuertemente atraídos. El ión con mayor número atómico será el que tenga mayor número de protones,
mayor carga nuclear y menor tamaño.
( )
( )
Z Sr 2 + = 38 > Z Br − = 35
⇒
( ) ( )
R Br − > R Sr 2 +
Septiembre 2015. Pregunta 1A.- Un elemento tiene como número atómico Z = 26.
a) Escriba su configuración electrónica.
b) Indique el grupo y el periodo al que pertenece.
c) Se sabe que una muestra de 7,00 g de este elemento puro contiene 7,55×1022 átomos de dicho elemento.
Calcule su masa atómica.
d) Justifique el enlace que presenta este elemento como sustancia pura.
Dato: NA = 6,022×1023 mol–1.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
Fe[Z = 26] ≡ 1s 2 ;2s 2 ;2p 6 ;3s 2 ;3p 6 4s 2 ;3d 6 No piden identificarlo.
b.
Grupo: 8 ó VIIIB.
Período: 4º.
c.
A partir del número de moles:
2
23 at
m(g ) ⋅ n º Avogadro 7 g ⋅ 6,022 × 10
n º at
m(g )
g


mol = 55,8 g
; Mm
=
n=
=
=
22
mol


n º Avogadro Mm g
n º at
mol

7,55 × 10 at
 mol 


d.
Por tratarse de un elemento metálico (Fe), la sustancia pura presentara enlace metálico
Junio 2015. Pregunta 1A.- Considere los elementos siguientes: Ti (Z = 22), Mn (Z = 25), Ni (Z = 28) y Zn
(Z = 30).
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Indique el grupo y el periodo a los que pertenece cada uno de los elementos.
c) Justifique si alguno de ellos presenta electrones desapareados.
d) Justifique si alguno de ellos conduce la electricidad en estado sólido.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
- Ti (Z = 22): 1s 2 ; 2s 2 2p 6 ; 3s 2 3p 6 ; 4s 2 ; 3d 2
- Mn (Z = 25): 1s 2 ; 2s 2 2p 6 ; 3s 2 3p 6 ; 4s 2 ; 3d 5
- Ni (Z = 28): 1s 2 ; 2s 2 2p 6 ; 3s 2 3p 6 ; 4s 2 ; 3d8
- Zn (Z = 30): 1s 2 ; 2s 2 2p 6 ; 3s 2 3p 6 ; 4s 2 ; 3d10
b.
ELEMENTO
Zn
Mn
Ni
Zn
GRUPO
4 ó IV B
7 ó VII B
10 ó VIII B
12 ó II B
PERIODO
Cuarto
Cuarto
Cuarto
Cuarto
c.
Siguiendo el principio de máxima multiplicidad de Hund, todos los elementos que no tengan completo el
último subnivel, presentarán electrones desapareados. Teniendo en cuenta lo anterior, el titanio, el manganeso y el
níquel tienen electrones desapareados
Ti: presenta dos electrones desapareados en el subnivel 3d
Mn: presenta cinco electrones desapareados en el subnivel 3d
Ni: presenta dos electrones desapareados en el subnivel 3d
d.
Por ser metales, todos conducen la electricidad.
Modelo 2015. Pregunta 1B.- El uranio es un elemento con Z = 92. En la naturaleza se encuentra
mayoritariamente como 238U, con una pequeña cantidad de 235U, que es el que se emplea en reactores nucleares.
a) Explique la diferencia entre las configuraciones electrónicas del 238U y el 235U.
b) Calcule el número de neutrones en un núcleo de 235U.
c) Escriba la configuración electrónica del 235U.
d) Escriba los números cuánticos posibles para los electrones más externos del 235U.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
Se trata de isótopos de un mismo elemento, por lo tanto tienen el mismo número atómico y el mismo
número de electrones por lo que no habrá ninguna diferencia en su estructura electrónica
b.
(Z).
El número de neutrones de un elemento es la diferencia entre su número másico (A) y su número atómico
n º (n ) = A − Z = 235 − 92 = 143
c.
Partiendo del gas noble anterior:
235
92 U
d.
= [Rn ] ; 7s 2 ; 5f 4
Los posibles números cuánticos de los electrones de subnivel 5f son:
3
•
•
•
•
n=5
l=3
m = ±3, ±2, ±1, 0
s = ±1/2
Septiembre 2014. Pregunta 1A.- Considere las cuatro configuraciones electrónicas siguientes:
(A) 1s22s22p7, (B) 1s22s3, (C) 1s22s22p63s23p64s23d5, y (D) 1s22s22p63s2.
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 ión más estable del elemento D.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
(A): Incumple el principio de Pauli. El número máximo de electrones que puede albergar un subnivel p es
a.

m = −1
(n , 1, − 1, ± 1 2)
Estados


electróni cos 
seis. En un subnivel p: l = 1 →  m = 0   
→ (n , 1, 0, ± 1 2 ) , el séptimo electrón deberá repetir al menos

 m =1
 (n, 1, 1, ± 1 2 )



un número cuántico, incumpliendo el principio de exclusión de Pauli
(B): Incumple el principio de Pauli. El número máximo de electrones que puede albergar un subnivel s es
Estados


electróni cos
dos. En un subnivel s: l = 0 → m = 0   
→{(n, 0, 0, ± 1 2) , el tercer electrón deberá repetir al menos un


número cuántico, incumpliendo el principio de exclusión de Pauli
b.
4º Periódo o nivel
Metal de transición.
Grupo 7 ó VIIA
(C) 1s22s22p63s23p64s23d5: 
 3º Periódo ó nivel
Metal alcalinotérreo.
Grupo 2 ó IIA
(D) 1s22s22p63s2: 
c.
d.
noble.


m = −2
(3, 2, − 2, ± 1 2 )


 m = −1
 (3, 2, − 1, ± 1 2 )

Estados





electróni cos 
3d: n = 3 → l = 2 →  m = 0   
→ (3, 2, 0, ± 1 2 )

 m =1

 (3, 2, 1, ± 1 2)




 m = 2
 (3, 2, 2, ± 1 2)


Metal alcalinotérreo, su tendencia es a peder los electrones de su última capa y adquirir estructura de gas
Ión(catión ) ≡ D 2 +
Junio 2014. Pregunta 1B.- Considere un elemento X del grupo de los alcalinotérreos y un elemento Y del
grupo de los halógenos. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas:
a) Si X e Y se encuentran en el mismo periodo, ¿cuál tiene mayor radio atómico?
b) Si X e Y se encuentran en el mismo periodo, ¿cuál tiene mayor afinidad electrónica?
c) Si X se encuentra en el periodo siguiente a Y, ¿qué iones de ambos elementos tienen la misma
configuración electrónica?
d) ¿Cuál de los dos iones del apartado c) tiene mayor radio atómico?
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
Solución.
a.
En un mismo periodo, y sin tener en cuenta la repulsión electrónica, el radio disminuye al aumentar el
número atómico (hacia la derecha), debido al aumento de la fuerza que ejerce el núcleo sobre los electrones externos
ya que va aumentando el número de protones del núcleo y con ello su carga, por la tanto será mayor el radio del
alcalinotérreo que del halógeno.
4
R (X ) > R (Y )
b.
Los halógenos tienen mayor tendencia a captar electrones que los alcalinotérreos, por lo tanto será mayor la
afinidad electrónica del halógeno que la del alcalinotérreo. En un periodo la afinidad electrónica aumenta al
aumentar el número atómico (hacia la derecha).
A.E.(Y ) > A.E.(X )
( )
( )
El catión de alcalinotérreo X 2+ y el anión del halógeno Y − . La configuración electrónica será: ns 2 p 6
c.
d.
Siendo ambos iones isoelectrónicos, tendrá menor radio el que tenga mayor número de protones, debido a
que tendrá mayor carga nuclear y por tanto será mayor la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones
externos. El Catión X2+ tiene tres protones más
que el anión X‒.
R X 2+ < R Y −
( ) ( )
Junio 2014. Pregunta 1A.- Considere los elementos de números atómicos 3 y 18:
a)
b)
c)
d)
Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y símbolo.
Justifique cuál tiene el primer potencial de ionización mayor.
Justifique qué tipo de enlace presentaría el posible compuesto formado por estos dos elementos.
Justifique qué tipo de enlace presentaría el compuesto formado por los elementos con Z= 3 y Z=17.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
Z = 3: 1s 2 ;2s1 . Litio ≡ Li
Z = 18: 1s 2 ;2s 2 2p 6 ;3s 2 3p 6 . Argón ≡ Ar
b.
Potencial de ionización. Energía que hay que aportar a un átomo gaseoso para arrancarle un electrón de su
estado fundamental. En los elementos de la tabla periódica pertenecientes a un mismo periodo, aumenta al aumentar
el número atómico (hacia la derecha) debido al aumento de la carga nuclear y por consiguiente, aumenta la fuerza de
atracción del núcleo sobre los electrones. En un grupo, aumenta al disminuir el número atómico (hacia arriba)
debido a que disminuye la distancia entre el núcleo y el electrón más externo, aumentando por tanto la fuerza de
atracción. De los dos elementos propuestos, tiene mayor 1º potencial de ionización el argón, gas noble.
c.
argón.
Por ser al argón un gas noble, no forma enlaces, no se puede formar ningún compuesto entre el litio y el
d.
Por tratarse de un metal (Li) y un no metal (Cl), formarán un compuesto iónico (LiCl ≡ Cloruro de litio)
Modelo 2014. Pregunta 1A.- 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.
Datos. me = 9,11×10−31 kg; h = 6,626×10−34 J·s; c = 3×108 m·s−1; NA = 6,022×1023 mol−1.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos apartados a) y b).
Solución.
a.
Z = 19. 1s 2 ;2s 2 ;2p 6 ;3s 2 ;3p 6 ;4s1 . El elemento pertenece al 4º periodo y al grupo 1(metales alcalinos).
b.
Al perder un electrón, el ión adquiere configuración de gas noble, por lo tanto, el 2º potencial de ionización
corresponderá a un electrón de un nivel inferior, con configuración de gas noble, por lo tanto será mucho mayor.
Esta afirmación será válida para cualquier elemento del grupo.
Septiembre 2013. Pregunta A1.- Se tienen los elementos de números atómicos 12, 17 y 18. Indique
razonadamente:
a) La configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Los números cuánticos del último electrón de cada uno de ellos.
c) ¿Qué ión es el más estable para cada uno de ellos? ¿Por qué?
d) Escriba los elementos del enunciado en orden creciente de primer potencial de ionización, justificando su
respuesta.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
5
Solución.
Z = 12. 1s 2 ; 2s 2 2p 6 ; 3s 2 ≡ Mg
a.
Z = 17. 1s 2 ; 2s 2 2p 6 ; 3s 2 3p 5 ≡ Cl
Z = 18. 1s 2 ; 2s 2 2p 6 ; 3s 2 3p 6 ≡ Ar
Z = 12. Su electrón diferenciador esta situado en el subnivel 3s → (3, 0, 0, ± 1 2)
b.
(3, 1, − 1, ± 1 2)

Z = 17. Su electrón diferenciador esta situado en el subnivel 3p →  (3, 1, 0, ± 1 2)
 (3, 1, 1, ± 1 2)

(3, 1, − 1, ± 1 2)

Z = 18. Su electrón diferenciador esta situado en el subnivel 3p →  (3, 1, 0, ± 1 2)
 (3, 1, 1, ± 1 2)

c.
noble.
Mg 2 + . Metal alcalinotérreo, su único ión es un catión divalente que le permite obtener configuración
Cl − . No metal, halógeno. Su ión más estable es el anión cloruro que obtiene configuración noble ganando
un electrón.
Ar. Gas Noble, forma iones.
d.
El potencial de ionización es la energía que hay que aportar a un átomo en estado gaseoso para quitarle un
electrón de su estado fundamental y convertirlo en un anión. En un periodo aumenta al aumentar el número atómico
debido a que aumenta la carga nuclear y por tanto la fuerza de atracción sobre el electrón.
Mg < Cl < Ar
Junio 2013. Pregunta 1A.- Considere los elementos de números atómicos 9 y 11:
a)
b)
c)
d)
Identifíquelos con nombre y símbolo, y escriba sus configuraciones electrónicas.
Justifique cuál tiene mayor el segundo potencial de ionización.
Justifique cuál es más electronegativo.
Justifique qué tipo de enlace presentaría el compuesto formado por estos dos elementos.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
Z = 9 ≡ Flúor. F = 1s 2 ;2s 2 2p 5
a.
Z = 11 ≡ Sodio. Na = 1s 2 ;2s 2 2p 6 ;3s1
b.
i.
ii.
2º Potencial de ionización del sodio > 2º Potencial de ionización del F:
El Na+ tiene configuración de gas noble, configuración que no pose el F+.
Para ionizar el F+ o el Na+, se debe arrancar un electrón del mismo nivel (2º), y el núcleo del Na,
formado por 11 protones, genera un campo eléctrico mayor que el formado por los 9 protones del F,
por lo tanto los electrones del Na+, son atraídos con mayor fuerza que los del F+.
c.
El más electronegativo es el F, por tener mayor potencial de ionización y mayor afinidad electrónica que el
sodio. Los no-metales, tienen mayor electronegatividad que los metales.
d.
Iónico. Metal(Na) / No-Metal(F)
Modelo 2013. Pregunta 1B.- Sean dos átomos X e Y. Los números cuánticos posibles para el último electrón de
cada uno de ellos en su estado fundamental son: X = (4, 0, 0, ±1/2), Y = (3, 1, 0 ó ±1, ±1/2). Justifique:
a) El periodo y los grupos posibles a los que pertenece cada uno de ellos.
b) Cuál de ellos es más electronegativo.
c) Cuál tiene menor radio atómico.
d) Si X conduce la electricidad en estado sólido.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
6
a.
X = (4, 0, 0, ±1/2): El número cuántico principal (n), indica el nivel del electrón, si n = 4, el átomo se
encuentra en el cuarto periodo. El número cuántico secundario o azimutal (l), indica el subnivel del electrón, si l = 0,
la configuración electrónica externa puede ser 4s1 o 4s2, por tanto el átomo puede pertenecer a los grupos AI(metales
alcalinos) o AII(metales alcalinotérreos).
Y = (3, 1, 0 ó ±1, ±1/2): n = 3, el átomo se encuentra en el tercer periodo. l = 1, la configuración electrónica
externa puede ser desde 3p1 hasta 3p6, por lo tanto el átomo puede pertenecer a los grupos AIII(térreos),
AIV(carbonoideos), AV(nitrogenoideos), AVI(anfígenos), AVII(halonenos) y AVIII(gases nobles).
b.
Teniendo en cuenta que la electronegatividad en un grupo aumenta hacia arriba y en un periodo hacia la
derecha, el más electronegativo es el átomo Y, por pertenecer a un periodo inferior y por estar situado más a la
derecha que el átomo X.
c.
El primer factor a tener en cuenta para comparar el tamaño de dos átomos es el número de capas de
electrones que tienen, a menor número de capas, menor radio atómico. El átomo Y(n = 3) es de menor radio que el
átomo X(n = 4).
d.
Por tratarse de un metal alcalino o alcalinotérreo, presentara enlace metálico y por tanto conduce la
corriente eléctrica.
Septiembre 2012. Pregunta A1.- Considere los elementos A (Z = 11), B (Z = 17), C (Z = 12) y D (Z = 10).
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifique los cuatro elementos.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
3º Nivel
Z = 11: 1s 2 ; 2s 2 ; 2p 6 ;3 s1 ≡ 
 ≡ Na (Sodio )
 Grupo 1
 3º Nivel 
Z = 17: 1s 2 ; 2s 2 ; 2p 6 ; 3 s 2 ; 3p 5 ≡ 
 ≡ Cl(Cloro )
Grupo 17
3º Nivel
Z = 12: 1s 2 ; 2s 2 ; 2p 6 ;3 s 2 ≡ 
 ≡ Mg (Magnesio )
Grupo 2
 2º Nivel 
Z = 10: 1s 2 ; 2s 2 ; 2p 6 ≡ 
 ≡ Ne(Neon )
Grupo 18
Junio 2012. Pregunta lA.- Considere los elementos de número atómico Z = 7, 9, 11 y 16.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas, el símbolo y grupo del Sistema Periódico al que pertenecen.
b) Justifique cuál tendrá mayor y cuál tendrá menor primer potencial de ionización.
c) Indique el compuesto formado entre los elementos de Z = 9 y Z = 11. Justifique el tipo de enlace
d) Escriba la configuración electrónica del ión más estable del elemento Z = 16, e indique el nombre y el
símbolo del átomo isoelectrónico.
Puntuación máxima por apartado: 0.5 puntos.
Solución.
a.
Z
7
9
11
16
Conf. Electrónica
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Nombre
Nitrógeno
Flúor
Sodio
Azufre
Símbolo
N
F
Na
S
Grupo
XV (nitrogenoideos)
XVII (halógenos)
I (Alcalinos)
XVI (Anfígenos)
b.
El potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón del estado fundamental de un
átomo en estado gaseoso. En un periodo aumenta al aumentar la carga nuclear (aumentar Z), debido a que aumenta
la fuerza de atracción del núcleo sobre los sus electrones, en un grupo aumenta al disminuir el radio, (disminuir Z),
al disminuir la distancia al núcleo aumenta la fuerza de atracción.
Los metales tienen menor potencial de ionización que los no metales, y entre los no metales, el de mayor
potencial de ionización es el F.
Menor ≡ Na
Mayor ≡ F
7
c.
Fluoruro de sodio (NaF). Enlace iónico (Metal / No-Metal)
d.
Anión Sulfuro S2‒: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Isoelectrónico con el Argón (Ar).
Septiembre 2011. Pregunta lA.- Para los elementos A, B, C y D, de números atómicos 3, 10, 20 y 35,
respectivamente:
a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Indique su situación en la tabla periódica (periodo y grupo).
c) Justifique si los siguientes números cuantiaos pueden corresponder a los electrones mas externos de alguno
de ellos, indicando a cual: (2, 1, 0, +1/2); (3, 0, 1, +1/2); (3, 2, 1, +1/2); (4, 1, 1, +1/2).
d) Justifique cual de estos elementos tiene la menor reactividad química.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
- Z = 3: 1s2 2s1 ≡ Litio (Li)
- Z = 10: 1s2 2s2 2p6 ≡ Neón (Ne)
- Z = 20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ≡ Calcio (Ca)
- Z = 35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 ≡ Bromo (Br)
b.
- Z = 3 (Litio). 2º Periodo, grupo 1 (Metales alcalinos).
- Z = 10 (Neón) 2º Periodo, grupo 18 (Gases nobles)
- Z = 20 (Calcio) 4º Periodo, grupo 2 (Metales alcalinoterreos)
- Z = 35 (Bromo) 4º Periodo, grupo 17 (Halógenos)
c.
- (2, 1, 0, +1/2) Subnivel 2p, puede corresponder a los electrones externos del Neón
- (3, 0, 1, +1/2) Subnivel 3s, no corresponde a ninguno de los elementos.
- (3, 2, 1, +1/2) Subnivel 3d, no corresponde a ninguno de los elementos.
- (4, 1, 1, +1/2) Subnivel 4p, puede corresponder a los electrones externos del Bromo.
d.
El gas noble es el que menos tendencia tiene a reaccionar debido a que ya tiene completa la capa de
valencia, y por tanto no tiene tendencia ni a ganar ni a perder electrones.
Junio 2011. Pregunta lA.- Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada
caso su respuesta:
e) La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 corresponde al estado fundamental de un átomo.
f) La configuración electrónica 1s2 2s2 2p7 3s1 es imposible.
g) Las configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1 y 1s2 2s2 2p5 2d1 3s2 corresponden a dos estados
posibles del mismo átomo.
h) La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 corresponde a un elemento alcalinotérreo.
Puntuación máxima por apartado: 0.5 puntos.
Solución.
a.
Verdadera. Configuración electrónica fundamental del primer elemento del grupo III, ordenada por
energía creciente.
Verdadera. (2p7) En un subnivel p solo existen 6 estados electrónicos posibles ( 6 electrones) según las
reglas de los número cuánticos (tres posibles valores de m y dos posibles valores de s para cada valor de m).
máximo nº e‒ en un subnivel = 4 l + 2 ; nº cuántico secundario o azimutal
b.
p (l =1); (nº e‒)máx = 4 l + 2 = 4 · 1 + 2 = 6
c.
Falsa. En el nivel dos (n = 2), no puede existir un subnivel d.
l = 0 : Subnivel s
Para n = 2 : (l = 0, 1, ... n − 1) : 
l = 1 : Subnivel p
d.
Falsa. La configuración de la capa de valencia de los elementos del grupo II (alcalinotérreos) (III) es ns .
2
Modelo 2011. Cuestión 1A. Para el segundo elemento alcalinotérreo y para el tercer elemento del grupo de los
halógenos:
a) Escriba su configuración electrónica.
b) Escriba los cuatro números cuánticos de su último electrón.
8
c) ¿Cual de los dos elementos tendrá mayor afinidad electrónica, en valor absoluto? Justifique la respuesta.
d) ¿Cual de los dos elementos es más oxidante? Justifique la respuesta
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
- Segundo elemento alcalinotérreo: Magnesio (Mg) 1s2 2s2p6 3s2
- Tercer elemento halógeno: Bromo (Br) 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p5
b.
Electrón diferenciador del Mg: n = 3; l = 0; m = 0; s = ±½
Electrón diferenciador del Br: n = 4: l = 1; m = −1, 0, 1; s = ±½
c.
Afinidad electrónica. Es la energía que se desprende cuando un átomo gaseoso en su estado elemental capta
un electrón y se convierte en un ión negativo gaseoso. En el sistema periódico la Ae aumenta de izquierda a derecha
y de abajo arriba.
X(g) + e− → X(g)− + Ae
El halógeno tiene mayor afinidad electrónica, ya que según su configuración electrónica tiene tendencia a captar un
electrón para formar un anión muy estable.
Ae (Br) > Ae (Mg)
d.
El poder oxidante de un elemento es la capacidad que tiene para capta electrones y reducirse. El halógeno,
por su tendencia a captar un electrón reduciéndose y pasando al correspondiente anión estable Br−.
Septiembre 2011. FM. Cuestión 1B.- Considerando los elementos Na, Mg, Si y Cl:
a)
b)
c)
d)
Indique los números cuánticos del electrón más externo del Na.
Ordene los elementos por orden creciente de radio atómico y justifique la respuesta.
Ordene los elementos por orden creciente de su primer potencial de ionización y justifique la respuesta.
2+
Escriba la configuración electrónica de la especies Na+, Mg , Si y Cl‒
Puntuación máxima por apartado: 0.5 puntos.
Solución.
a.
Configuración electrónica del Na: 1s2; 2s2 2p6; 3s1.
Números cuánticos del electrón ubicado en el orbital 3s1:
• Número cuántico principal: n = 3
• Número cuántico secundario o azimutal: l = 0
• Número cuántico magnético: m = 0
• Número cuántico del spin: s = ± 1
2
1
3s : 1, 0, 0, ± 1
2
(
)
b.
Radio atómico: es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos que están unidos. En
los periodos cortos el radio atómico disminuye al aumentar Z, desde el elemento alcalino hasta el halógeno,
aumentando al pasar al gas noble inmediato y al periodo siguiente. Esto se debe al aumento progresivo de la carga
nuclear, que atrae cada vez con más fuerza a los electrones periféricos, provocando la correspondiente contracción a
lo largo del periodo. Todos los elementos pertenecen a un mismo periodo (n = 3, periodo corto).
Cl < Si < Mg < Na
c.
Se denomina primera energía de ionización, Ei, a la energía mínima necesaria para separa un electrón de un
átomo neutro gaseoso en su estado fundamental.
X(g) + Ei → X(g)+ + e
En un periodo, la energía de ionización aumenta al aumentar el número atómico (de izquierda a derecha)
debido al aumento de la carga nuclear y por consiguiente, de la fuerza de atracción del núcleo sobre sus electrones
externos. En un grupo, aumenta al disminuir el número atómico (hacia arriba), cuanto menor sea el número
atómico, más próximos estarán los electrones externos del núcleo y mayor será la fuerza de atracción sobre ellos.
Na < Mg < Si < Cl
d.
- Na+: 1s2; 2s2 2p6; 3s0
- Mg2+: 1s2; 2s2 2p6; 3s0
- Si: 1s2; 2s2 2p6; 3s2 3p2
- Cl‒: 1s2; 2s2 2p6; 3s2 3p6
Septiembre 2011. FG. Cuestión lA.- Considerando el elemento alcalinotérreo del tercer periodo y el segundo
elemento del grupo de los halógenos:
9
a)
b)
c)
d)
Escriba sus configuraciones electrónicas.
Escriba los cuatro números cuánticos posibles para el último electrón de cada elemento.
¿Qué tipo de enlace corresponde a la unión química de estos dos elementos entre sí? Razone su respuesta.
Indique los nombres y símbolos de ambos elementos y escriba la fórmula del compuesto que forman.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
La configuración electrónica de la capa de valencia de los elementos del grupo de los alcalinotérreos (grupo
2) es ns2, siendo n el nivel o periodo del elemento, para los halógenos es ns2 p5, teniendo en cuenta que el primer
halógeno aparece el nivel 2
- Alcalinotérreo del tercer periodo: 1s2; 2s2 p6; 3s2
- Halógeno del tercer periodo (2º elemento de los halógenos): 1s2; 2s2 p6; 3s2 p5
b.
- Alcalinotérreo del tercer periodo (3s2): n = 3; l = 0; m = 0; s = ±1/2
(3, 0, 0, ±½)
- Halógeno del tercer periodo (3p5): n = 3; l = 1; m = −1, 0, 1; s = ±1/2
(3, 1, −1, ±½); (3, 1, 0, ±½); (3, 1, 1, ±½)
c.
Por tratarse de un metal (alcalinotérreo) y un no-metal (halógeno), enlace iónico.
d.
Alcalinotérreo del tercer periodo: Magnesio (Mg)
Segundo elemento del grupo de los halógenos: Cloro (Cl)
Junio 2010. FG. Cuestión 1A. El elemento de número atómico 12 se combina fácilmente con el elemento de
número atómico 17. Indique:
a) La configuración electrónica de los dos elementos en su estado fundamental.
b) El grupo y periodo al que pertenece cada uno.
c) El nombre y símbolo de dichos elementos y del compuesto que pueden formar.
d) El tipo de enlace y dos propiedades del compuesto formado.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
Z = 12: 1s2; 2s2p6; 3s2
Z = 1s2; 2s2p6; 3s2p5
b.
c.
Grupo : 2 Terreos
Z = 12: 
 Periodo : 3
Grupo : 17 Halogenos
Z = 17: 
 Periodo : 3
Z = 12: Magnesio (Mg).
Z = 17: Cloro (Cl).
Cloruro magnésico (MgCl2).
d.
Compuesto formado por enlace iónico. A temperatura ambiente es un sólido formado por cristales iónicos,
es duro, frágil, con temperatura de fusión elevada, soluble en agua y en disolventes polares y es conductor de 2ª
especie, es decir, conduce la corriente en disolución o fundido pero no la conduce en estado sólido.
Junio 2009. Cuestión 1.- La primera y segunda energía de ionización para el átomo A, cuya configuración
electrónica es 1s2 2sl, son 520 y 7300 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 A2+ de menor a mayor tamaño. Justifique la respuesta.
d) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la especie iónica A+?
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
10
 Periodo : 2
Litio (Li): 
Grupo :1 (Alcalinos)
a.
b.
Es la energía mínima necesaria que hay que aportar para separar un electrón de un átomo gaseoso en su
estado fundamental.
X (g ) + E i → X + (g ) + e −
La 1ª energía de ionización separa un electrón situado en el nivel 2, obteniendo el ión una configuración
electrónica de He (gas noble). La 2ª energía de ionización separa un electrón situado en el nivel 1, más próximo al
núcleo, y por tanto más fuertemente atraído por este.
Se puede concluir que 2ª energía de ionización es muy superior a la 1ª por las siguientes razones:
i.
La 2ª Ei de un átomo es más elevada que la primera ya que el exceso de carga positiva del núcleo da
origen a una mayor fuerza de atracción sobre los electrones restantes.
ii.
La fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón es inversamente proporcional al cuadrado de la
distancia que los separa. La 1ª Ei separa un e− del nivel 2 mientras que la 2ª Ei separa un e− del nivel 1,
más cercano y por tanto con mayor fuerza de atracción sobre él.
iii.
La 2ª Ei en el caso del Li debe superar la estabilidad de una estructura electrónica estable (capa llena),
por lo que será superior.
c.
Las tres especies A, A+ y A2+, tienen el mismo núcleo y solo se diferencian en el número de electrones, por
lo tanto a mayor exceso de carga positiva mayor es la fuerza de atracción sobre los electrones restantes y menor será
su radio.
A2+ < A+ < A
El Helio (Z = 2). He: 1s2
d.
Modelo 2009. Cuestión 1.- Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a.
b.
c.
d.
Los metales alcalinos no reaccionan con los halógenos.
Los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con el agua.
Los halógenos reaccionan con la mayoría de los metales, formando sales iónicas.
La obtención industrial de amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares es un proceso rápido a
temperatura ambiente, aunque no se utilicen catalizadores.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
FALSO. Los metales alcalinos si reaccionan con los halógenos, por la elevada tendencia de los metales
alcalinos a formar cationes y de los halógenos a formar aniones, resultando haluros de alquilo iónicos.
2M + X2 → 2 MX
b.
VERDADERO. Se trata de una reacción redox, donde el metal alcalino se oxida pasando catión y el
hidrógeno del agua se reduce para dar hidrógeno molecular (H2), produciendo además hidróxido del
metal.
2 M(s) + 2 H2O → 2 MOH (aq) + H2(g)
c.
VERDADERO. Los halógenos reaccionan fácilmente con los metales debido a la gran tendencia que
tienen los haógenos a formar aniones y los metales a formar cationes, formando haluros iónicos.
d.
FALSO. Es una reacción muy lenta debido a su elevada energía de ionización, consecuencia de la gran
estabilidad de la molécula de N2 N ≡ N . Se resuelve utilizando catalizadores y aumentando la
presión.
(
)
Septiembre 2008. Cuestión 1.- A las siguientes especies: X−, Y y Z+, les corresponden los números atómicos 17,
18 y 19, respectivamente.
a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas.
b) Ordene razonadamente, de menor a mayor, las diferentes especies según su tamaño y su energía de
11
ionización.
c) ¿Qué especies son X− e Y?
d) ¿Qué tipo de enlace presenta ZX? Describa brevemente las características de este enlace.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
Para hacer la configuración electrónica de los iones habrá que tener en cuenta la carga del ión. Para cationes
(+), el número de electrones será Z − q, para aniones (−), el número de electrones será
Z − |q|.
• X− (Z = 17): 1s2; 2s2p6; 3s2p5+1 = 1s2; 2s2p6; 3s2p6
• Y (Z = 18): 1s2; 2s2p6; 3s2p6
• Z+ (Z = 19): 1s2; 2s2p6; 3s2p6; 4s1−1 = 1s2; 2s2p6; 3s2p6
b.
Por tratarse de especies isoelectrónicas (igual número de electrones), ambas propiedades dependerán de la
carga número protones del núcleo (Z), a mayor Z mayor carga nuclear y por tanto mayor fuerza de atracción sobre
los electrones, por lo tanto menor tamaño y mayor energía para extraerlos
• Radio atómico: Z+ < Y < X−
• Energía de ionización: Z+ < Y < X−
c.
•
•
Según el número atómico, y en el caso de ión su carga, corresponden a:
X− (Z = 17) ≡ Cl− (Cloruro)
Y (Z = 18) ≡ Ar (Argón)
d.
KCl. Enlace iónico, caracterizado porque la fuerza atractiva es de tipo electrostático. Los átomos que
forman el enlace ceden y captan electrones convirtiéndose en iones de diferente signo que quedan unidos por fuerzas
del tipo Coulomb. A temperatura ambiente son sólidos, forman redes cristalinas, son duros pero frágiles, tienen
puntos de fusión y ebullición elevados y son conductores de segunda clase, es decir, solo conducen la electricidad
fundidos o disueltos.
Junio 2008. Cuestión 1.- Dados los elementos Na, C, Si y Ne:
a)
b)
c)
d)
Escriba sus configuraciones electrónicas.
¿Cuántos electrones desapareados presenta cada uno en su estado fundamental?
Ordénelos de menor a mayor primer potencial de ionización. Justifique la respuesta.
Ordénelos de menor a mayor tamaño atómico. Justifique la respuesta.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
Elemento
Na
C
Si
Ne
nº Atómico (Z)
11
6
14
10
Configuración electrónica
1s2; 2s2p6; 3s1
1s2; 2s2p2
2
1s ; 2s2p6; 3s2p2
1s2; 2s2p6
b.
Elemento
Na
C
Si
Ne
Capa de valencia
3s1
2
2s px1 py1
3s2 px1 py1
2s2 p6
e− desapareados
1
2
2
0
c.
Potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón del estado fundamental de un
átomo en estado gaseoso. En un periodo, aumenta al aumentar el número atómico ya que aumenta la carga
nuclear y por tanto la fuerza de atracción del núcleo sobre él. En un grupo aumenta al disminuir el número
atómico ya que disminuye su distancia al núcleo y por tanto aumenta la fuerza de atracción.
Na < Si < C < Ne
d.
En un periodo, si se desprecie el efecto de repulsión que ejercen los electrones entre si, el tamaño del átomo
disminuye al aumentar el número atómico debido a que aumenta la carga del núcleo y por tanto la fuerza
12
de atracción sobre los electrones externos. En un grupo, el tamaño aumenta al aumentar el número atómico
ya que aumenta el número de capas de electrones que rodean al núcleo.
Ne < C < Si < Na
Modelo 2008. Cuestión 1.- Para cada uno de los elementos con la siguiente configuración electrónica en los
niveles de energía más externos: A = 2s2 2p4 B = 2s2; C = 3s2 3p2; D = 3s2 3p5
a) Identifique el símbolo del elemento, el grupo y el periodo en la Tabla Periódica.
b) Indique los estados de oxidación posibles para cada uno de esos elementos.
c) Justifique cuál tendrá mayor radio atómico, A o B.
d) Justifique cuál tendrá mayor electronegatividad, C o D.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
Configuración electrónica
Símbolo
Grupo
Periodo
2s2 2p4
2s2
3s2 3p2
3s2 3p5
O
Be
Si
Cl
16 Anfígenos
2 Alcalinotérreos
14 Carbonoideos
17 Halógenos
2
2
3
3
A
B
C
D
b.
Elemento
O
Be
Si
Valencia
−2
+2
−4
+4
−1
+1
+3
+5
+7
Cl
Ión
Conf. electrónica
2s2 2p6
2s0
3s2 3p6
3s0 3p0
3s2 3p6
3s0 3p6
3s1 3p3
3s2 3p0
3s0 3p0
2−
O
Be2+
Si4−
Si4+
Cl1−
Cl1+
Cl3+
Cl5+
Cl5+
c.
En un periodo, si no se tiene en cuenta la repulsión entre los electrones, el radio atómico disminuye al
aumentar el número atómico debido al aumento de la carga nuclear, y por tanto, la fuerza de atracción del núcleo
sobre los electrones.
R (Be) > R (O)
d.
La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia si el par de electrones compartido
en un enlace. Es directamente proporcional a la afinidad electrónica y al potencial de ionización. La
electronegatividad en un periodo aumenta al aumentar el número atómico.
χ (Si) < χ (Cl)
Junio 2007. Cuestión 1.- Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na,
a) Indique su posición (periodo y grupo) en el sistema periódico.
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.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a)
Elemento
PERIODO
GRUPO
F
2
VII-B ó 17
P
3
V-B ó 15
13
Cl
3
VII-B ó 17
Na
3
I-A ó 1
b)
Elemento
F
P
Cl
Na
Z ( nº atómico)
9
15
17
11
Configuración electrónica
1s2; 2s2p5
1s2; 2s2p6; 3s2p3
1s2; 2s2p6; 3s2p5
1s2; 2s2p6; 3s1
c) En un grupo el radio atómico aumenta al descender en él debido a que aumentan el número de capas. En
un periodo se combinan dos efectos, por un lado al aumentar el número atómico aumenta la carga del núcleo y con
ella el campo eléctrico, los e− son atraídos con mayor fuerza produciendo una disminución del radio, por otro lado,
al final de cada periodo los electrones se repelen entre si debido a la elevada densidad electrónica, lo que produce, al
final de cada periodo, que el radio atómico aumente.
De menor a mayor radio: F < P < Cl < Na.
Se admite también: F < Cl < P < Na. No se tiene en cuenta la repulsión electrónica al final de cada periodo.
d) Energía necesaria para arrancar un e− en estado fundamental a un átomo en estado gaseoso. En la tabla
periódica aumenta de abajo a arriba y de izquierda a derecha.
De menor a mayor energía de ionización: Na < P < Cl < F.
Modelo 2007. Cuestión 1.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los niveles de energía más
externos, identifique el grupo de la Tabla Periódica al que pertenecen. Indique el símbolo, el número atómico y el
periodo del primer elemento de dicho grupo.
a) ns2 np4
b) ns2
c) ns2 npl
d) ns2 np5
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
Solución.
Todos los elementos que pertenecen a un mismo grupo (columna) de la tabla periódica tienen igual
estructura electrónica en la capa de valencia, por lo tanto la estructura electrónica externa nos permite identificar el
grupo. El número atómico (Z), es el número de protones, que por tratarse de átomos neutros coincide con el de
electrones.
a) ns2 np4 . Grupo VIA ó 16 (anfígenos). El primer elemento del grupo aparece en el 2º periodo
corresponde al oxígeno (O), su configuración electrónica es 1s2; 2s2p4, Z = 8.
(n = 2),
b) ns2. Grupo IIA ó 2 (metales alcalinotérreos). El primer elemento del grupo aparece en el 2º periodo
2), corresponde al berilio (Be), su configuración electrónica es 1s2; 2s2, Z = 4.
c)
ns2 npl. Grupo IIIA ó 3 (térreos). El primer elemento del grupo aparece en el 2º periodo
corresponde al boro (B), su configuración electrónica es 1s2; 2s2p1, Z = 5.
d) ns2 np5. Grupo VIIA ó 17 (halógenos). El primer elemento del grupo aparece en el 2º periodo
corresponde al fluor (F), su configuración electrónica es 1s2; 2s2p5, Z = 9.
(n =
(n = 2),
(n = 2),
Septiembre 2006. Cuestión 1.- La configuración electrónica del último nivel energético de un elemento es 4s2
4p3. 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.
Puntuación máxima por apartado: 0’5 puntos.
Solución.
14
a.
Por la configuración electrónica de la capa de valencia es un elemento del grupo del nitrógeno, por el valor
 Periódo : 4
de n, del cuarto nivel (As): 
Grupo : 15 ó VB
b.
Número cuántico principal: n = 4
Número cuántico secundario ó azimutal correspondiente al subnivel p: l = 1
Número cuántico magnético: m = −1, 0, 1
Número cuántico de spin: s = ±½
(4, 1, −1, ½); (4, 1, −1, −½); (4, 1, 0, ½); (4, 1, 0, −½); (4, 1, 1, ½); (4, 1, 1, −½)
c.
El número de protones (Número atómico Z) coincide con el número de electrones por tratarse de un átomo.
El número de electrones es la suma de los electrones que hay en cada capa ó nivel, viniendo este determinado por la
expresión 2n2, correspondiendo n al nivel
Nivel
Estado
nº de electrones
1
Completo
2·12 = 2
2
Completo
2·22 = 8
3
Completo
2·32 = 18
4
Incomplet0
5
−
+
nº e = nº p = Z = 2 + 8 + 18 + 5 = 33
- As3−: [Ar]; 4s2 p6
- As3+: [Ar]; 4s2 p0
- As5+: [Ar]; 4s0 p0
Nota: [Ar] ≡ representa la configuración electrónica del Argón (Gas noble anterior al elemento).
d.
Junio 2006. Cuestión 1.- Sabiendo que el boro es el primer elemento del grupo trece del Sistema Periódico,
conteste razonadamente si las siguientes afinaciones son verdaderas o falsas:
a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso, cuando se convierte en
ión positivo.
b) La energía de ionización del boro es superior a la del litio (Z = 3).
c) La configuración electrónica del boro le permite establecer tres enlaces covalentes.
d) El átomo de boro en el BH3 tiene un par de electrones de valencia.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
Falso. La energía de ionización es la energía que debe captar un átomo en estado gaseoso para desprenderse
de un electrón y transformarse en un ión positivo (catión).
b.
Verdadero. La energía de ionización aumenta en un periodo con el número atómico (de izquierda a
derecha). B(Z = 5) > Li(Z = 3).
c.
Verdadero. El átomo de B puede desaparear sus electrones de valencia promocionando un electrón del
subnivel 2s al 2p y de esta forma formar tres orbitales híbridos sp2 de geometría trigonal plana con ángulos de enlace
de 120º.
d.
Falso. El boro tiene tres electrones de valencia y es hipovalente (Completa capa con 6 e−)
Modelo 2006. Cuestión 1.- Para el elemento alcalino del tercer periodo y para el segundo elemento del grupo de
los halógenos:
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Escriba los cuatro números cuánticos del último electrón de cada elemento.
15
c) ¿Qué elemento de los dos indicados tendrá la primera energía de ionización menor? Razone la respuesta.
d) ¿Cuál es el elemento que presenta mayor tendencia a perder electrones? Razone la respuesta
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
- Elemento alcalino del tercer periodo Na (Z = 11) : 1s 2 ;2s 2 p 6 ;3s1
a.
- Segundo elemento del grupo de los halógenos Cl(Z = 17 ) : 1s 2 ;2s 2 p 6 ;3s 2 p 5
- Na : (3, 0, 0, ± 1 2)
b.
- Cl : (3, 1, − 1, ± 1 2) o (3, 1, 0, ± 1 2) o (3, 1, 1, ± 1 2)
c.
1ª Energía de ionización. Es la energía necesaria para arrancarle el electrón más externo en estado
fundamental a un átomo gaseoso. En el sistema periódico aumenta de izquierda (metales) a derecha (no metales) y
de abajo a arriba. Por lo tanto tendría menor energía de ionización el Na. El sodio solo tiene un electrón de valencia
y es relativamente más sencillo quitarle ese electrón para convertirlo en un catión con estructura de gas noble
d.
Tiene mayor tendencia a perder e− el Na que el Cl. Si el Na pierde un electrón, adquiere configuración de
gas noble, mientras que en el cloro es al contrario si gana un e− adquiere configuración de gas noble.
Modelo 2005. Cuestión 1.- Dados los elementos A, B y C, de números atómicos 6, 11 y 17 respectivamente,
indique:
a.
b.
c.
d.
La configuración electrónica de cada uno de ellos.
Su situación en la tabla periódica (grupo y período).
El orden decreciente de electronegatividad.
Las fórmulas de los compuestos formados por C con cada uno de los otros dos, A y B, Y el tipo de enlace
que presentan al unirse.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
A (Z = 6): 1s2; 2s2 p2. Carbono
B (Z = 11): 1s2; 2s2 p6; 3s1. Sodio
C (Z = 17): 1s2; 2s2 p6; 3s2 p5. Cloro
b.
Z (Elemento)
Grupo
Periodo
C (Z = 6):
Na (Z = 11)
Cl (Z = 17)
14 ó IV B ó Carbonoideos
1 ó I A ó Alcalinos
17 ó VII B ó Halógenos
2
3
c.
Electronegatividad. Tendencia de atraer hacia si el par de electrones compartido en un enlace covalente. En
la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha y de abajo a arriba, excluyendo a lo gases nobles por no formar
enlaces. El elemento más electronegativo es el fluor y el menos el cesio.
Orden decreciente de electronegatividad:
Cl (Z = 17) > C (Z = 6) > Na (Z = 11)
AC4 (CCl4). Enlace covalente con hibridación sp3 en el átomo de carbono.
BC (NaCl). Enlace iónico.
d.
Junio 2004. Cuestión 1. Considere los elementos con números atómicos 4, 11, 17 y 33:
a)
b)
c)
d)
Escriba la configuración electrónica señalando los electrones de la capa de valencia.
Indique a que grupo del sistema periódico pertenece cada elemento y si son metales o no metales.
¿Cuál es el elemento más electronegativo y cuál el menos electronegativo?
¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes para cada elemento?
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
16
a.
Nº atómico Z
4
11
17
33
Configuración electrónica
1s2; 2s2
2
1s ; 2s2p6; 3s1
1s2; 2s2p6; 3s2p5
2
1s ; 2s2p6; 3s2p6d10; 4s2p3
Elemento
Be
Na
Cl
As
Capa de valencia
2s2
3s1
3s2p5
4s2p3
Nº e− de valencia
2
1
7
5
b.
-
Be. Metal alcalinotérreo. Grupo IIA
Na. Metal Alcalino. Grupo IA.
Cl. No metal. Halógeno. Grupo VIIB ó XVII
As. Semimetal. Nitrogenoideo. Grupo VB ó XV
c.
La electronegatividad es la tendencia a atraer hacia si el par de electrones compartido en un enlace
covalente. Aumenta de abajo a arriba y de izquierda a derecha, siendo el elemento menos electronegativo el Cs, y el
más el F.
De los cuatro elementos propuestos:
- El más electronegativo es el Cl.
- El menos electronegativo es el Na.
d.
noble.
-
El estado de oxidación más frecuente es el que le permite obtener al elemento la configuración de gas
Be: +2
Na: +1
Cl: −1
As: −3
Junio 2003. Cuestión 1. 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 encuentra en su mismo periodo.
b) Se encuentra en su mismo grupo.
c) Son más electronegativos.
d) Tienen menor energía de ionización.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
Las configuraciones de los elementos propuestos son:
A (Z = 17) = 1s2; 2s2p6; 3s2p5. Correspondiente al Cl
B (Z = 19) = 1s2; 2s2p6; 3s2p6; 4s1. Correspondiente al K
C (Z = 35) = 1s2; 2s2p6; 3s2p6; 4s2; 3d10; 4p5. Correspondiente al Br
D (Z = 11) = 1s2; 2s2p6; 3s1. Correspondiente al Na
a) Los elementos situados en el mismo periodo, tienen los e− de valencia situados en el mismo nivel. El Cl y el
Na pertenecen al periodo 3.
b) Los elementos situados en el mismo grupo, tienen igual configuración de valencia. El Cl y el Br pertenecen
al grupo de los halógenos cuya configuración electrónica característica es: ns2p5.
c)
Electronegatividad. Tendencia del elemento a quedarse con el par de e− compartidos en un enlace
covalente. En un periodo aumenta con el número atómico y en un grupo aumenta al disminuir el número
atómico. Para los elementos propuestos, el orden de electronegatividad en forma creciente es:
K < Na < Br < Cl
por lo que B, C, D son menos electronegativos que A.
d) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo gaseoso al captar un e-. En la tabla varía
igual que la electronegatividad, es decir aumenta hacia la derecha y hacia arriba. En orden creciente:
K < Na < Br < Cl
por lo que B, C y D tienen menor afinidad electrónica que A.
Septiembre 2002. Cuestión 1.- Explique razonadamente por qué se producen los siguientes hechos:
a. El elemento con Z = 25 posee más estados de oxidación estables que el elemento con Z = 19.
b. Los elementos con Z = 10, Z = 18 y Z = 36 forman pocos compuestos.
17
c.
d.
El estado de oxidación más estable del elemento Z = 37 es + 1.
El estado de oxidación +2 es menos estable que él +1 para el elemento Z = 11.
Puntuación máxima por apartado: 0,5
Solución.
a.
A partir de la configuración electrónica de los elementos:
Z = 25(Mn): 1s2; 2s2p6; 3 s2p6; 4s2; 3d5
Z = 19(Na): 1s2; 2s2p6; 3 s2p6, 3s1
se observa que el elemento con Z = 25 tiene 7 e− de valencia en los subniveles 4s y 3d(metal) que le permite tener
valencias +2, +3, +4, +6 y +7. El elemento Z = 19 tiene un único e− en el subnivel s (metal alcalino) por lo que solo
le es posible el estado de oxidación +1.
b.
Tomando como referencia su configuración electrónica:
Z = 10(Ne): 1s2; 2s2p6
Z = 18(Ar): 1s2; 2s2p6; 3s2p6
Z = 36(Kr): 1s2; 2s2p6; 3 s2p6; 4s2; 3d10; 4p6
Se observa que tienen estructura de octete electrónico en su última capa, por lo que no tienen tendencia ni a ganar ni
a perder electrones, ya que su configuración electrónica es la más estable.
c.
A partir de su configuración electrónica:
Z = 37(Rb): 1s2; 2s2p6; 3 s2p6; 4s2; 3d10; 4p6; 5s1
−
Se observa que perdiendo un e , adquiere configuración de gas noble. Estable
d.
Tomando como referencia su configuración electrónica:
Z = 11(Na): 1s2; 2s2p6; 3s1
−
+
Al perder un e , el sodio pasa a Na , adquiriendo configuración de gas noble(Ne), estable. Para pasar a Na2+, debería
perder la configuración de octete electrónico, que va en contra de los principios de estabilidad, y requiere mucha
energía.
Junio 2002. Cuestión 3.- Las energías de ionización sucesivas para el berilio (Z = 4), dadas en eV, son: E1 = 9,3;
E2 = 18,2; E3 = 153,4; ...
a) Defina “primera energía de ionización” y represente el proceso mediante la ecuación química
correspondiente.
b) Justifique el valor tan alta de la tercera energía de ionización.
Puntuación máxima por apartado: 1,0
Solución.
a.
Es la energía necesaria para quitar un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso.
M(g) + Ei → M+ + 1e−
b.
Las dos primera energías de ionización llevan al átomo de Berilio a obtener configuración de gas
noble(He).
Be + E → Be2+ + 2e−
La tercera energía de ionización supondría quitar al catión Be2+ un electrón de una capa anterior a la de
valencia con lo que al estar el e− más cerca de núcleo supondría emplear más energía, pero además, implicaría
romper una estructura electrónica muy estable(gas noble).
Septiembre 2001. Cuestión 1.- Teniendo en cuenta los elementos Z = 7, Z = 13 y Z = 15, conteste
razonadamente:
(a) ¿cuáles pertenecen al mismo período?
(b) ¿cuáles pertenecen al mismo grupo?
(c) ¿cuál es el orden decreciente de radio atómico?
(d) de los dos elementos Z = 13 y Z = 15 ¿cuál tiene el primer potencial de ionización mayor?
Puntuación máxima por apartado: 0,5
Solución.
Para poder contestar las cuestiones propuestas, hace falta conocer la estructura electrónica de los elementos
Z = 7: 1s2 2s2 p3 N(Nitrógeno)
Z = 13: 1s2 2s2 p6; 3s2 p1 Al(Aluminio)
Z = 15: 1s2 2s2 p6; 3s2p3 P(Fósforo)
a.
Los elementos que están en el mismo periodo tienen sus e− de valencia situados en el mismo nivel. Z = 13 y
Z = 15. Sus electrones de valencia están en el tercer nivel.
18
b.
Los elementos que están en el mismo grupo tienen igual estructura en el nivel de valencia.
Z = 15 y Z = 7 ⇒
ns2 np3
c.
El radio atómico disminuye con n(número cuántico principal), es decir, en un grupo disminuye hacia arriba.
En un periodo la variación es mucho más compleja, aunque en primera aproximación, se puede considerar que
disminuye hacia la derecha debido al aumento de la carga nuclear y sin tener en cuenta la repulsión entre los e− a
medida que se va rellenando el nivel. Teniendo en cuenta esto, en orden decreciente es:
Al(Z = 13) > P(Z = 15) > N(Z = 7)
d.
Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso.
Aumenta de izquierda a derecha en un periodo y de abajo arriba en un grupo.
Pi (Z = 15) > Pi (Z = 13)
Pi (P) > Pi (Al)
Junio 2001. Cuestión 1. Puntuación máxima por apartado: 1
Considere las configuraciones electrónicas en el estado fundamental:
1. 1s2 2s2 2p7;
2. 1s2 2s3;
3. 1s2 2s2 2p5;
4. 1s2 2s2 2p6 3s1.
a. Razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli.
b. Deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta.
Puntuación máxima por apartado: 1 punto.
Solución.
a.
Principio de exclusión de Pauli. “En la estructura electrónica de un átomo no pueden existir dos electrones
que tengan iguales los cuatro números cuánticos”.
1s2 2s2 2p7; Incumple el principio de exclusión de Pauli. En un orbital tipo p el máximo número de
electrones que entran es 6((n, 1, −1, ½), (n, 1, −1, −½), (n, 1, 0, ½), (n, 1, 0, −½), (n, 1, 1, ½), (n, 1, 1, −½)), por lo
que en este caso al menos dos e− de la última capa deberán tener los cuatro números cuánticos iguales.
1s2 2s3; Incumple el principio de exclusión de Pauli. En un orbital tipo s el máximo número de electrones
que entran es 2((n, 0, 0, ½), (n, 0, 0, −½)), por lo que en este caso al menos dos e− del nivel 2 deberán tener los
cuatro números cuánticos iguales.
1s2 2s2 2p5; cumple el principio de exclusión de Pauli.
1s2 2s2 2p6 3s1; cumple el principio de exclusión de Pauli.
b.
1s2 2s2 2p5; halógeno, (−1). Ganando un electrón adquiere configuración de gas noble
1s2 2s2 2p6 3s1, alcalino, (+1). Perdiendo un electrón adquiere configuración de gas noble
Septiembre 2000. Cuestión 1.- Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48,
a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos.
b) Explique si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo grupo que los
elementos anteriores.
c) ¿Qué característica común presentan en su configuración electrónica los elementos de un mismo grupo?
Solución
a.
Z = 19(K): 1s2:2s2p6:3s2p6:4s1
Z = 23(V): 1s2:2s2p6:3s2p6:4s2:3d3
Z = 48(Cd): 1s2:2s2p6:3s2p6:4s2:3d10:4p6:5s2:4d10
b.
Z = 30(Zn): 1s2:2s2p6:3s2p6:4s2:3d10. El elemento Z = 30 pertenece al mismo periodo que los elementos Z =
19 y Z = 23, ya que sus e− de valencia se encuentra en el mismo nivel(n = 4).
El elemento Z = 30 pertenece al mismo periodo que el elemento Z = 48, ya que tiene igual configuración
electrónica en la capa de valencia pero en distinto nivel.
19
c.
Tienen igual configuración electrónica en su capa de valencia, y por tanto tienen propiedades químicas
parecidas.
20