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SOLUCIONARIO DEL LIBRO DE QUÍMICA
DE 2 DE BACHILLERATO
Unidad didáctica 3: Los elementos químicos y la Tabla Periódica
Principales constantes físicas
Magnitud
Constante de Planck
Velocidad de la luz en el vacío
Carga elemental
Masa del electrón
Masa del protón
Masa del neutrón
Factor de conversión masaenergía
Constante de Avogadro
Volumen molar (C.N.)
Constante de los gases ideales
Símbolo
h
c
e
me
mp
mn
Valor en el Sistema Internacional
6,626 $ 10-34 J $ s
8
-1
2,998 $ 10 m $ s
1,602 $ 10-19 C
-31
-4
9,109 $ 10 kg = 5,49 $ 10 u
1,673 $ 10-27 kg = 1,0073 u
1,675 $ 10-27 kg = 1,0087 u
u = 931,5 MeV $ c-2
NA
Vm
R
Constante de Faraday
Constante de Rydberg
Cero escala Celsius
F
R
0 (C
6,02 $ 1023 partículas $ mol-1
22,4 L $ mol-1
8,314 J $ K-1 mol-1
0,082 atm $ L $ K-1 $ mol-1
1,98 cal $ K-1 $ mol-1
9,649 $ 104 C $ mol-1
1,097 $ 107 m-1
273,16 K
Algunas unidades prácticas y su equivalencia en unidades del Sistema
Internacional
Magnitud
volumen
masa
densidad
energía
presión
concentración
Unidad
litro
tonelada
unidad atómica de masa
gramo/centímetro cúbico
kilowatio - hora
electronvoltio
caloría
atmósfera $ litro
atmósfera
bar
parte por millón (en masa)
parte por mil millones (en
masa)
parte por millón de millones
(en masa)
Símbolo
L
t
u
g $ cm-3
kW $ h
eV
cal
atm $ L
atm
bar
ppm
ppb
ppt
Equivalencia
10-3 m3
103 kg
1,6603 $ 10-27 kg
10-3 kg $ m-3
3,6 $ 106 J
1,602 $ 10-19 J
4,184 J
2
1,013 $ 10 J
1,013 $ 105 Pa
105 Pa
ȝg soluto $ g-1 disolución
ȝg soluto$ kg-1 disolución
pg soluto $ g-1 disolución
1
53
Z
89
13
51
18
33
85
16
56
4
83
5
35
48
20
6
58
55
30
40
17
27
29
36
24
21
50
38
9
15
87
31
32
72
2
1
26
49
77
57
Elementos químicos más utilizados y sus masas atómicas en u
Símbolo Nombre
masa
Z
Símbolo Nombre
masa
Ac
Actinio
227
3
Li
Litio
6,491
Al
Aluminio
26,98
12
Mg
Magnesio
24,31
Sb
Antimonio 121,8
25
Mn
Manganeso 54,94
Ar
Argón
39,95
80
Hg
Mercurio
200,6
As
Arsénico
74,92
42
Mo
Molibdeno
95,94
At
Astato
210
60
Nd
Neodimio
144,2
S
Azufre
32,07
10
Ne
Neón
20,18
Ba
Bario
137,3
28
Ni
Níquel
58,69
Be
Berilio
9,012
7
N
Nitrógeno
14,01
Bi
Bismuto
209,0
102 No
Nobelio
253
B
Boro
10,81
79
Au
Oro
197,0
Br
Bromo
79,90
76
Os
Osmio
190,2
Cd
Cadmio
112,4
8
O
Oxígeno
16,00
Ca
Calcio
40,08
46
Pd
Paladio
106,4
C
Carbono
12,01
47
Ag
Plata
107,9
Ce
Cerio
140,1
78
Pt
Platino
195,1
Cs
Cesio
132,9
82
Pb
Plomo
207,2
Zn
Cinc
65,39
94
Pu
Plutonio
242
Zr
Circonio
91,22
84
Po
Polonio
210
Cl
Cloro
35,45
19
K
Potasio
39,10
Co
Cobalto
58,93
59
Pr
Praseodimio 140,9
Cu
Cobre
63,55
91
Pa
Protoactinio 231
Kr
Criptón
83,80
88
Ra
Radio
226
Cr
Cromo
52,00
86
Rn
Radón
222
Sc
Escandio
44,96
45
Rh
Rodio
102,9
Sn
Estaño
118,7
37
Rb
Rubidio
85,47
Sr
Estroncio
87,62
34
Se
Selenio
78,96
F
Flúor
19,00
14
Si
Silicio
28,09
P
Fósforo
30,97
11
Na
Sodio
22,99
Fr
Francio
223
81
Tl
Talio
204,4
Ga
Galio
69,72
43
Tc
Tecnecio
99
Ge
Germanio
72,59
52
Te
Telurio
127,6
Hf
Hafnio
178,5
22
Ti
Titanio
47,88
He
Helio
4,003
90
Th
Torio
232,0
H
Hidrógeno 1,008
74
W
Volframio
183,9
Fe
Hierro
55,85
92
U
Uranio
238
In
Indio
114,8
23
V
Vanadio
50,94
Ir
Iridio
192,2
54
Xe
Xenón
131,3
La
Lantano
138,9
53
I
Yodo
126,9
2
54
Cuestiones iniciales
1. Contesta y razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones
2+
sobre el átomo de Ar y el catión Ca : a) Ambos poseen el mismo número de
electrones. b) Por tanto, tienen el mismo número de protones. c) El tamaño del
ión Ca2+ es superior al del átomo de Ar.
a) Correcta. El número atómico del Ar es 18 y el del Ca 20, pero el Ca
electrones menos.
b) Falsa. El Ar tiene 18 protones y el Ca
2+
2+
contiene dos
20 protones.
2+
2+
c) El Ca es más pequeño que el Ar, pues la carga positiva del núcleo del Ca
implica mayor atracción de los electrones de la corteza y la consiguiente disminución
del tamaño, mientras que en el Ar este efecto no aparece.
2. Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos de boro y silicio, si se
sabe que sus números atómicos son, respectivamente, iguales a 5 y 15.
Para el B con Z = 5 es 1s2 2s2 2p1
Para el P con Z = 15 es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
3. Es lo mismo valencia que número de oxidación?
No son conceptos distintos, aunque relacionados.
La valencia hace referencia a la capacidad de combinación de un elemento químico
con otros.
El número de oxidación de un átomo en un compuesto químico es el número de
electrones ganados o perdidos por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado.
Actividades finales
1. Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos químicos A y B de
números atómicos Z = 11 y Z = 16 e indica de qué elementos químicos se tratan.
2
2
6
1
A (Z = 11) es: 1s 2s 2p 3s y es el Na
B (Z = 16) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 y es el S.
2. Escribe las configuraciones electrónicas externas de los metales
alcalinotérreos y de los halógenos, poniendo un ejemplo da cada uno de ellos.
La de los metales alcalinotérreos es: ns2 y un ejemplo es Ba: 6s2.
2
5
2
5
La de los halógenos es. ns np y un ejemplo es el Cl: 3s 3p
3
55
3. Las siguientes configuraciones electrónicas de átomos en su estado
fundamental son incorrectas. Indica por qué: a) 1s2 2s2 2p5 3s1. b) 1s2 2s1 2p6
3s2. c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2. d) 1s3 2s2 2p4.
Son incorrectas por:
a) 1s2 2s2 2p5 3s1. El subnivel energético 2p pude contener 6 electrones. Por tanto, el
electrón 3s debería ir a uno de los orbitos 2p.
2
1
6
2
b) 1s 2s 2p 3s . Análogamente al caso anterior, existe un subnivel de menor
energía que no está completo: en este caso, el 2s. Luego uno de los dos electrones
del orbital 3s debería ir al orbital 2s.
2
2
6
2
6
2
c) 1s 2s 2p 3s 3p 3d . Antes de empezar a ocuparse el subnivel energético 3d
debe estar lleno el subnivel 4s, de menor energía. Por tanto, los dos electrones 3d
deberían ir al orbital 4s.
d) 1s3 2s2 2p4. El principio de exclusión de Pauli prohíbe que un orbital esté ocupado
por más de dos electrones, luego uno de los tres electrones del orbital 1s debería ir a
un orbital 2p semilleno.
4. Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental del N, Fe y
2+
Fe .
N de Z = 7: 1s2 2s2 2p3
Fe de Z = 26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6, pues los orbitales 3d y 4s son de energía similar, pero
los electrones más externos son los de los orbitales 4d, que son los que se arrancan
antes.
2
1
2
3
5. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s 3s ; B: 1s 2s ; C:
2
0
0
2
2
6
2
5
2
2
1s 2s 2p 3s 3p ; D: 1s 2s 2px 2py 2pz . Indica razonadamente: a) Las que no
cumple el principio de exclusión de Pauli. b) La que no cumple la regla de Hund.
c) La que, siendo permitida, contiene electrones despareados.
2
3
a) La configuración electrónica B: 1s 2s no cumple el Principio de Exclusión de Pauli,
ya que el orbital 2s tiene tres electrones.
b) La configuración electrónica de D: 1s2 2s2 2px2 2py0 2pz0 no cumple la regla de
Hund, pues antes de que el orbital 2px esté ocupado deben estar el 2py y el 2pz
semiocupados.
c) Las configuraciones electrónicas A y C contienen electrones desapareados. En el
primer caso, hay un electrón en el orbital 3s, y en el segundo, un electrón en uno de
los tres orbitales 3p.
6. Indica las dos posibles combinaciones de números cuánticos para el electrón
de valencia de cada átomo de los elementos químicos Na y K. ¿Cuál de estos
dos elementos químicos será más electropositivo?
4
56
El Na tiene un electrón de valencia y su configuración electrónica externa pertenece al
tercer período y es 3s1. El K está en el mismo grupo, pero en el cuarto período y su
configuración electrónica externa es 4s1.
Por tanto, las dos posibles combinaciones de números cuánticos, listado ele orden n,
l, ml y ms son:
Na: (3, 0, 0, + ½ ) o (3, 0, 0, - ½ )
K: (4, 0, 0, + ½ ) o (4, 0, 0, - ½ )
El carácter electropositivo de un elemento químico viene dado por la tendencia a
ceder los electrones más externos, en este caso solamente uno y a convertirse en un
catión. En el K su electrón de valencia está más alejado del núcleo que en el caso el
Na, por lo que en el K está menos fuertemente atraído por el núcleo, y por ello el K es
más electropositivo que el Na.
7. Indica razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las siguientes
afirmaciones: a) Dos iones de carga +1 de los isótopos 23 y 24 del sodio (Z = 11)
tienen el mismo comportamiento químico. b) El ión de carga -2 del isótopo 16
del oxigeno (Z = 8) presenta la misma reactividad que el ión de carga -1 del
isótopo 18 del oxígeno. c) La masa atómica aproximada del cloro es 35,5 u,
siendo este un valor promedio ponderado entre las masas de los isótopos 35 y
37, de porcentajes de abundancia 75 % y 25 %, respectivamente. d) Los isótopos
16 y 18 del oxígeno se diferencian en el número de electrones que poseen.
23
24
a) Cierta. Ambas especies, que se representan por 11
Na + y 11
Na + , tienen igual
configuración electrónica, que es la responsable del comportamiento químico, por lo
que es correcta la afirmación propuesta.
b) Falsa. Según lo expuesto anteriormente, al tener diferente configuración
electrónica, una especie, 168 O 2− , tiene su última capa completa, y la otra, 188 O − , tiene
siete electrones, tendrán distinta reactividad.
c) Cierta. Cuando un elemento químico se presenta en la naturaleza como mezcla de
varios isótopos, su masa atómica es la masa media ponderada de sus isótopos, es
decir:
M =
35 u · 75 + 37 u · 25
= 35,5 u
100
Hay que decir que este apartado es cierto, pero con salvedades. La masa atómica de
un isótopo sólo coincide aproximadamente con el número másico que lo identifica.
Así, el isótopo 35 de cloro posee un número másico de 35 (17 protones más 18
neutrones), pero su masa atómica es 34,969 u. Esta pequeña diferencia, pero
apreciable, entre el número másico y la masa atómica tiene que ser tenida en cuenta
al calcular las masas atómicas de los elementos químicos.
d) Falsa. Los isótopos de un mismo elemento químico (neutro) se diferencian en el
número de neutrones, no en el de electrones.
5
57
8. ¿Cuáles son los dos grupos representativos o principales de la Tabla
Periódica a que podría pertenecer un elemento químico cuyo átomo neutro en el
estado fundamental tiene dos electrones no apareados?
Se trata de un grupo con electrones en orbitales s o p. Y teniendo en cuenta la regla
de Hund, sólo pude haber dos electrones no aparados en el subnivel p para los
elementos químicos de los grupos que tienen la configuración: ns2 np2, que es la del
2
4
grupo 14, o la ns np , que es la del grupo16, ya que:
2
2
2
2
4
2
1
1
2
1
1
ns np es: ns npx npy y ns np es: ns npx npy npz
9. Los únicos elementos químicos de los metales de transición que presentan
carga eléctrica +1 en sus iones son Cu, Ag y Au. Explica este hecho.
Las configuraciones electrónicas de dichos metales son excepciones a la regla
general dada por el diagrama de Moeller y son:
Cu de Z = 29: [Ar] 4s1 3d10
Ag de Z = 47: [Kr] 5s1 4d10
Au de Z = 79: [Xe] 6s1 4f14 5d10
En los tres casos queda un electrón en el orbital s que es el que se pierde al
convertirse el metal en catión monopositivo.
10. Si la configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento
químico es 4s2 3d10 4p3, indica a qué período y a qué familia pertenece dicho
elemento químico y muestra qué número de oxidación puede tener.
2
10
3
4s 3d 4p corresponde a un elemento químico del cuarto período, ya que la cuarta
capa o nivel energético es la más alta ocupada y es una configuración electrónica de
los elementos químicos pertenecientes al grupo 15, que es el de lo nitrogenoides.
Al ser el nitrogenoide del cuarto período es el As y tiene un número de oxidación
negativo y es -3, porque alcanza la configuración del gas noble más próximo, el Kr,
por captura de tres electrones.
11. ¿Cuál o cuáles de las siguientes combinaciones son conjuntos válidos de
números cuánticos para un electrón de un átomo de carbono en su estado
fundamental? Razona la respuesta e indica por qué no son válidas el resto de
combinaciones.
Combinación n
l
ml
ms
A
1
0
1
+½
B
2
0
0
-½
C
2
2
-1
-½
D
3
1
-1
+½
La configuración electrónica del C en su estado fundamental es:
C de Z = 6: 1s2 2s2 2p2
6
58
Por tanto, la única configuración aceptable de las propuestas es la B que corresponde
a un electrón 2s. El resto son inadecuadas por:
A: Es una configuración incorrecta, porque para l = 0, ml no puede valer 1.
C: Tampoco es una configuración aceptable, porque si n = 2, l no puede tomar el valor
de 2.
D: Es una configuración físicamente aceptable para un electrón 3p, pero no es
adecuada para el carbono en su estado fundamental, ya que carece de ellos.
12. ¿Quién presenta mayor afinidad electrónica, los metales alcalinos o los
alcalinotérreos?
La afinidad electrónica de los metales alcalinos es pequeña, pero apreciable. El
electrón extra se alojaría en el orbital ns, que está semiocupado, y el resultado es una
subcapa llena, situación no del todo desfavorable.
Por el contrario, los metales alcalinotérreos no muestran tendencia alguna a captar
electrones y convertirse en aniones monovalentes. El electrón adicional debería
alojarse en una nueva subcapa, la p, de forma que el proceso en energéticamente
desfavorable.
En consecuencia, aunque la tendencia general es de que la afinidad electrónica crece
en la Tabla Periódica hacia la derecha, hay que tener en cuenta que la afinidad
electrónica de los metales alcalinos es superior a la de los metales alcalinotérreos.
13. Un átomo neutro de cierto elemento químico tiene 13 electrones. a) Escribe
su configuración electrónica, indicando de qué elemento químico se trata. b)
¿Cuáles son los valores de los números cuánticos para los electrones de su
última capa?
a) La configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 y se trata de un elemento
químico de la familia de los térreos y como está en el tercer nivel es el aluminio.
b) Los valores de los números cuánticos de los electrones de su última capa son:
De los electrones 3s:
El primero: n = 3
l=0
ml = 0
ms = + ½
El segundo: n = 3
l=0
ml = 0
ms = - ½
El electrón 3p:
n=3 l=1
ml = -1, 0, ó +1
ms = + ½ ó - ½
En este último caso hay que decir que hay tres posibilidades para ml y dos para ms.
14. Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
5s1. ¿Cuáles de las siguientes frases son correctas?: a) X se encuentra en su
estado fundamental. b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos. c) X
pertenece al quinto período de la Tabla Periódica. d) Si el electrón pasara desde
el orbital 5s al 6s se emitiría energía luminosa que daría lugar a un línea en el
7
59
espectro de emisión. Razona la respuesta.
a) Es incorrecta, el átomo no se encuentra en su estado fundamental o de mínima
energía. Está en un estado excitado. Para encontrarse en su estado fundamental su
2
2
6
2
6
1
configuración electrónica seria: 1s 2s 2p 3s 3p 4s .
b) Correcta. Es el alcalino del cuarto período, es decir el K
c) Incorrecta, es el potasio.
d) Incorrecta, el paso del orbital 5s al 6s en vez de emitirse energía, se absorbe. En
todo caso daría lugar a una línea en un espectro de absorción.
15. La primera energía de ionización del fósforo es 1012 kJ/mol y la del azufre
999,5 kJ/mol. Explica razonadamente si los valores anteriores son los que caben
esperar de acuerdo con la configuración electrónica de ambos elementos
químicos.
Lo que se trata de justificar en el ejercicio es que la primera energía de ionización del
fósforo es ligeramente mayor que la de azufre, sin tener en cuenta los valores
concretos que se dan.
Teniendo en cuenta cómo varía la energía de ionización en un mismo período, sería
de esperar, de acuerdo con la tendencia general, un valor más elevado para el azufre,
por estar más a la derecha que el fósforo. Sin embargo, viendo las configuraciones
electrónicas de la última capa de ambos elementos químicos, encontramos que la del
fósforo es: 3s2 3px1 3py1 3pz1 y la del azufre 3s2 3px2 3py1 3pz1.
Por lo que el fósforo tiene el subnivel energético 3p semilleno, lo que le confiere una
estabilidad adicional, que no tiene el azufre. Por tanto, la eliminación del último
electrón del azufre se ve favorecida por el hecho de que la configuración electrónica
del fósforo tiene una estabilidad extra.
16. El último electrón que completa la configuración electrónica, en el estado
fundamental, de un átomo del elemento químico A tiene como números
cuánticos n = 3, l = 2 y el último electrón que completa la configuración
electrónica, en el estado fundamental, de un átomo del elemento químico B tiene
como números cuánticos n = 4, l = 1. a) Indica, razonadamente, entre qué
valores está comprendido el número atómico del elemento químico A y el del
elemento químico B. b) Indica, razonadamente, el elemento químico más
electronegativo.
a)
Para el elemento químico A, el último electrón pertenece a la subcapa 3d.
Para el elemento químico B, el último electrón pertenece a la subcapa 4p.
Teniendo en cuenta el orden de llenado de los orbitales de un átomo polielectrónico,
2
2
6
2
6
resulta que el elemento químico A tiene completas las subcapas: 1s 2s 2p 3s 3p
4s2. Por tanto, su número atómico estará comprendido entre Z = 21 (3d1) y Z = 30 (3
d10). Se trata pues, de un metal de transición del cuarto período.
El elemento químico B tiene completas las subcapas: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Por
1
6
tanto, su número atómico estará comprendido entre Z = 31 (4p ) y Z = 36 (4 p ). Se
8
60
trata pues, de un elemento químico representativo del cuarto período, perteneciente a
uno de los grupos que van del 13 al 18.
b) La tendencia general de crecimiento par ala electronegatividad es hacia la derecha
dentro de un mismo período. Por tanto, el elemento químico B es más electronegativo
que el elemento químico A, puesto que ambos pertenecen al mismo período.
Sólo hay que tener en cuenta que si B tiene Z = 36 se trata de un gas noble y en este
caso no está definida la electronegatividad.
17. Ordena los siguientes cationes en orden creciente de su radio iónico: Be2+,
Li+, Na+ y K+. Razona la respuesta.
Puesto que todos lo iones se han formado perdiendo el electrón o los dos electrones
2+
de su capa de valencia (caso del Be ), todos ellos tiene una capa electrónica menos
que el elemento químico del que proceden. Es decir, el Be2+ y el Li+ tienen la
configuración electrónica 1s2; la del Na+ es 1s2 2s2 2p6 y la del K+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
Pero como el Be2+ tiene mayor Z que el Li+, siendo ambos isoelectrónicos, atraerá con
mayor intensidad la nube electrónica exterior, siendo por tanto más pequeño.
De esta forma el orden es: Be2+ < Li+ < Na+ < K+
18. Para los tres elementos químicos siguientes, el número atómico es 19, 35 y
54; indica de forma razonada: a) El elemento químico y su configuración
electrónica. b) Grupo y período de la Tabla Periódica al cual pertenece. c) El
elemento químico que tiene menor energía de ionización. d) El número de
oxidación más probable en cada caso. e) La configuración electrónica de los
iones resultantes en el apartado anterior.
a) Las configuraciones electrónicas son:
Z = 19: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, que es la del potasio.
Z = 35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5, que es la del bromo.
Z = 54: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6, que es la del xenón.
b) El potasio está en el grupo 1, el de los halógenos y en el cuarto período.
El bromo, en el grupo 17, el de los halógenos y en el cuarto periodo.
El xenón en el grupo 18, el de los gases nobles y en quinto período.
c) Viendo la situación en la Tabla Periódica de los tres elementos químicos, el potasio
es el que tiene el valor más bajo de la energía de ionización.
d) Admitiendo que el número de oxidación más probable es aquel que alcanza un
elemento químico cuando adquiere la configuración electrónica del gas noble más
próximo (cediendo o tomando electrones), en el potasio es +1, en el bromo -1 y el
xenón por ser gas noble es 0.
+
2
2
6
2
6
e) K : 1s 2s 2p 3s 3p
9
61
Br-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
El xenón no tiene tendencia a ganar o perder electrones, luego no tiene tendencia a
formar iones.
19. Si arrancamos un electrón a cada una de las siguientes especies, He, Li+ y
2+
Be , ¿la energía para realizar el proceso será la mismas en los tres casos?
Razona la respuesta.
Las tres especies son isoeléctronicas, pues todas ellas tienen dos electrones en la
primera capa o nivel energético. Sin embargo, el número atómico, es decir el número
+
2+
de cargas positivas del núcleo que hay es Z = 3 par el Li y Z = 4 para el Be . Por
tanto, la intensidad de las fuerzas de atracción que ejerce el núcleo sobre el electrón
más externo que se quiere arrancar es diferente en cada caso. Es decir, la energía
necesaria para este proceso no sería la misma. El orden previsible de energía de
mayor a menor es el siguiente: Be2+ > Li+ > He.
20. En la misma columna de la Tabla Periódica se encuentran los siguientes
elementos químicos, colocados por orden creciente del número atómico: flúor,
cloro y bromo. El número atómico del flúor es 9. a) Escribe la configuración
electrónica de los tres elementos químicos. b) Razona cuál de ellos es el más
electronegativo. c) Explica el ión que tiene tendencia a formar cada uno de ellos.
d) Explica si cada ión es mayor o menor que el átomo del que procede.
a) Como en el tercer período hay ocho elementos químicos, hay que desplazarse 8
lugares para llegar al Cl y en el cuarto período dieciocho, pues hay 18 lugares para
llegar al Br, por tanto el Cl tiene Z = 9 + 8 = 17 y el Br Z = 17 + 18 = 35.
Por tanto:
2
2
5
F de Z = 9: 1s 2s 2p
2
2
6
2
5
Cl de Z = 17: 1s 2s 2p 3s 3p
Br de Z = 35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
b) El más electronegativo es el F, ya que es el átomo más pequeño. Esto se traduce
en que los electrones, al estar más cerca del núcleo, están fuertemente atraídos.
c) Los tres elementos químicos tienen tendencia a completar su última capa captando
un electrón y adquirir por ello la configuración del anión monovalente correspondiente:
F-, Cl-, Br-.
d) Es mayor. Al tomar un electrón aumentan las repulsiones electrostáticas, lo que se
traduce en que la nube electrónica es expande.
21. Ordena, razonando la respuesta, los siguientes elementos químicos: sodio,
aluminio, silicio, magnesio, fósforo y cloro, según: a) Su poder reductor. b) Su
carácter metálico. c) Su electronegatividad.
El sodio pertenece al grupo 1, el magnesio al 2, el aluminio al 13, el silicio al 14, el
10
62
fósforo al 15 y el cloro al 17 y todos ellos pertenecen al tercer periodo.
Por tanto:
a) y b). El poder reductor está directamente relacionado con el carácter metálico, es
decir, con la tendencia a ceder electrones. Esta característica la muestran los
elementos químicos de la izquierda de la Tabla Periódica, aumentando a medida que
nos desplazamos hacia dicha zona. Esto es debido a que en ese sentido disminuye Z
y dentro de la misma capa o nivel energético: por tanto, los electrones, al estar menos
atraídos, podrán cederse con mayor facilidad y el orden será:
Na > Mg > Al > Si > P > Cl
c) La electronegatividad es una propiedad opuesta al carácter metálico, luego el orden
de electronegatividad de mayor a menor es:
Cl > P > Si > Al > Mg > Na
22. ¿Cómo serán los tamaños del protón y del ión hidruro en comparación con
el del átomo de hidrógeno? Razona la respuesta.
El tamaño depende de la estructura de la corteza electrónica que, a su vez, depende
de dos factores opuestos. La atracción que el núcleo ejerce sobe los electrones y la
repulsión interelectrónica.
El átomo de hidrógeno, H, el protón, H+, y el anión hidruro, H-, tienen el mismo núcleo:
la diferencia está en el número de electrones: 1, 0, y 2, respectivamente. Por tanto, el
tamaño crece en el orden: H+ < H < H-.
23. Escribe la configuración electrónica de la capa de valencia de: a) El
elemento químico alcalino del cuarto período y del tercer elemento químico de la
primera serie de transición. b) ¿Cuál de ellos tiene un radio atómico mayor?
a) La configuración electrónica externa del elemento químico alcalino del cuarto
1
2
3
período es 4s y la del tercero de la primera serie de transición es 4s 3d .
b) Siendo ambos elementos químicos del cuarto período, el radio atómico mayor
corresponde al elemento químico alcalino, que abre el período, pues a medida que
nos movemos en el período hacia la derecha, aumenta la carga nuclear, que ejerce
cada vez más su influencia sobre la misma capa de valencia.
24. ¿Cómo es posible que el cloro tenga los números de oxidación -1, +1, +3, +5
y +7 y el F sólo -1?
La configuración electrónica externa del F es: [He] 2s2 2p5 y la del Cl: [Ne] 3s2 3p5
El F tiene tendencia a captar un electrón para alcanzar la configuración electrónica del
gas noble Ne y por ello tiene el número de oxidación -1. Igualmente el cloro tiene
dicha posibilidad y así se explica su número de oxidación -1.
Pero el cloro tiene sus electrones de valencia en el tercer nivel y la energía de los
orbitales 3s, 3p y 3d son similares y como los orbitales 3 d están vacíos, puede ocurrir
11
63
la siguiente promoción:
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
2
3p5
3s
↑
3d → 3s1
0
↑ ↑ ↑
3p3
↑ ↑ ↑
3d3
que es una configuración con siete electrones desapareados responsable del número
de oxidación +7.
Pero también puede ocurrir:
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
2
5
3s
3p
↑↓
2
3d → 3s
0
↑ ↑ ↑
3
3p
↑ ↑
2
3d
que es una configuración con cinco electrones desapareados responsable del número
de oxidación +5.
Pero también puede ocurrir:
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
3s2
3p5
↑↓
3d → 3s2
0
↑ ↑ ↑
3p3
↑ ↑
3d2
que es una configuración con cinco electrones desapareados responsable del número
de oxidación +5.
Pero también puede ocurrir:
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
3s2
3p5
↑↓
3d0 → 3s2
↑↓ ↑ ↑
3p4
↑
3d1
que es una configuración con tres electrones desapareados responsable del número
de oxidación +3.
Pero también puede ocurrir:
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
2
5
3p
3s
→
↑
1
3s
↑↓ ↑↓ ↑↓
6
3p
que es una configuración con un electrón desapareados responsable del número de
oxidación +1.
25. Explica cómo es posible que el azufre tenga el número de oxidación +6.
La configuración electrónica externa del S es: [Ne] 3s2 3p4
El azufre tiene sus electrones de valencia en el tercer nivel y la energía de los orbitales
3s, 3p y 3d son similares y como los orbitales 3d están vacíos, puede ocurrir la
siguiente promoción:
↑↓
2
3s
↑↓ ↑ ↑
3p4
3d0 →
↑
3s1
↑ ↑ ↑
3p3
↑ ↑
3d2
que es una configuración con seis electrones desapareados responsable del número
de oxidación +6.
12
64
26. Sean las configuraciones electrónicas de los átomos neutros. A: 1s2 2s2 2p6
3s1 y B: 1s2 2s2 2p6 6p1. Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o
falsas. a) Se necesita energía para pasar de A a B. b) A y B son elementos
químicos distintos. c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón
de B que de A.
B corresponde a un estado excitado de A, por lo que:
a) Verdadera, pues para pasar del estado fundamental a un estado excitado se
requiere el aporte de energía.
b) Falsa, pues son el mismo elemento químico.
c) Verdadera, pues como se arranca el electrón más externo, en el caso de B, al estar
el citado electrón en un orbital más alejado del núcleo, estará menor atraído por él, por
lo que costará menos energía arrancarlo.
27. ¿Cuál es la configuración electrónica externa del elemento químico cromo
de número atómico 24?
Es: [Ar] 4s1 3d5.
INVESTIGA
1. Realiza un trabajo sobre la historia del descubrimiento de los elementos
químicos a partir de 1940 hasta nuestros días.
La noción de isótopo, introducida por Soddy en 1913, sirvió para poner orden en los
supuestos elementos radiactivos que se iban encontrando. De igual forma, los
trabajos de Moseley sirvieron para identificar al número atómico como la variable
determinante de la tabla periódica. Moseley no vivió lo suficiente para ver lo bien que
funcionaba su criterio de ordenación atómica, pues murió en 1915 durante el
transcurso de la primera guerra mundial. En la época de su muerte se conocía hasta
el uranio, que era el elemento de mayor número atómico, 92, pero existían aún varios
huecos en la Tabla Periódica, los correspondientes a los números atómicos: 43, 61,
72, 75, 85, 87 y 91. De los elementos químicos conocidos, todos los existentes por
encima del 83 eran radiactivos y se consideraba que el uranio era el final de la Tabla
Periódica.
Al llegar la década de los años cuarenta, el único elemento químico que faltaba por
descubrir de la tabla de los 92 elementos químicos era el 61. Éste salió a la luz en
1947 y se llamó promecio, nombre que deriva del dios griego Prometeo, dador de
fuego, por haberse obtenido en el fuego del horno nuclear.
En 1940 se estaba seguro de que el uranio no era ya el límite, pero los elementos
químicos más allá del uranio debían tener una vida tan breve que no existía la menor
traza de ellos para encontrarlos en la naturaleza. En ese mismo año, los
norteamericanos Mc Millan y Abelson descubrieron el elemento químico 93, que
recibió el nombre de neptunio, y con ello se abrió el camino para la aparición de más
elementos químicos de la llamada serie de los actínidos.
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