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ESTRUCTURA DE LA MATERIA.
Repaso de los modelos atómicos.
1.-
Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) cuando un electrón pasa de un
estado fundamental a un excitado emite energía; b) la energía de cualquier electrón de un átomo
es siempre negativa; c) En el espectro de absorción los electrones pasan de un estado
fundamental a uno excitado y E > 0.
2.-
Conteste breve y razonadamente lo que se plantea en los apartados siguientes: a) ¿Qué son los
modelos atómicos y qué utilidad tienen? b) Cite dos modelos atómicos que sirvan para indicar la
situación energética del electrón.
Radiación electromagnética.
3.-
El color amarillo de la luz de sodio posee una longitud de onda de 5890 Å. Calcula la diferencia
energética correspondiente a la transición electrónica que se produce expresada en eV. (h = 6,626
· 10–34 J·s; 1 eV = 1,602 · 10-19 J)
4.-
Calcula la energía emitida por 0,2 moles de fotones producidos por radiaciones de 60 s–1.
5.-
Calcula: a) la energía de un fotón cuya longitud de onda es de 5500 Å. b) la energía de un mol de
fotones.
6.-
Calcula frecuencia y la longitud de onda de la radiación emitida por un electrón que pasa del
estado excitado cuya energía es de –3,4 eV al estado fundamental de energía -13,6 eV.
7.-
La capa de ozono absorbe la radiaciones ultravioleta, capaces de producir alteraciones en las
células de la piel, cuya longitud de onda está comprendida entre 200 y 300 nm. Calcular la
energía de un mol de fotones de luz ultravioleta de longitud de onda 250 nm.
Números cuánticos
8.-
a) Enuncia el principio de mínima energía, la regla de máxima multiplicidad y el de principio de
exclusión de Pauli; b) ¿cuál o cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas no son
posibles de acuerdo con este último principio (exclusión Pauli): 1s23s1; 1s22s22p7; 1s22s22p63s3;
1s22s22p1.
9.-
Responde razonadamente a: a) ¿Los orbitales 2px, 2py y 2pz tienen la misma energía?; b) ¿Por
qué el número de orbitales “d” es 5?
10.- El grupo de valores (3,0,3) correspondientes a los números cuánticos n, l y m, respectivamente,
¿es o no permitido? ¿Y el (3,2,–2)? Justifica la respuesta.
11.- Indica los números cuánticos de cada unos de los 3 últimos e– del P.
12.- Indica el valor de los números cuánticos de cada uno de los seis últimos electrones del Mo (Z =
42).
13.- Justifica si es posible o no que existan electrones con los siguientes números cuánticos: a) (3, –1,
1, –½); b) (3, 2, 0, ½); c) (2, 1, 2, ½); d) (1, 1, 0, –½).
La Tabla Periódica
14.- ¿Cuál será la configuración electrónica de un elemento situado el grupo 10 y periodo 5?
15.- Escribe la configuración electrónica de la última capa de: a) el segundo alcalino-terreo; b) el tercer
elemento del grupo 9; c) el selenio.
16.- Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p65s1. Explica
razonadamente si las siguientes frases son verdaderas o falsas: a) X se encuentra en su estado
1
fundamental; b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos; c) X pertenece al 5º periodo del
sistema periódico; d) Si el electrón pasara desde el orbital 5s al 6s, emitiría energía luminosa que
daría lugar a una línea en el espectro de emisión.).
Propiedades periódicas
17.- Las primeras energías de ionización (en eV/átomo) para una serie de átomos consecutivos en el
sistema periódico son: 10,5; 11,8; 13,0; 15,8; 4,3; 6,1. Indica cuál de ellos será un halógeno, cuál
un anfígeno, y cuál un alcalino.
(1 eV = 1,6 · 10–19 J).
18.- a) Define energía (potencial) de ionización y escribe la ecuación que representa el proceso de
ionización; b) Explica razonadamente porqué, para un mismo elemento, las sucesivas energías de
ionización aumentan.
19.- Ordena razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor a mayor: a) radio
atómico; b) electronegatividad; c) energía de ionización.
20.- Dos elementos presentan las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2p6; B: 1s2 2s2p6
3s1 a) Si los valores de las energías de ionización son 2073 y 8695 kJ/mol, justifica cual será el
valor asociado a cada elemento; b) ¿por qué el radio atómico y la energía de ionización presentan
tendencias periódicas opuestas?
21.- a) Justifica el orden de los siguientes átomos (Ba, Cs, Cl, Ag, I, He) según su radio atómico, su
energía de ionización y su afinidad electrónica. b) Explica qué iones son mayores y cuales
menores que sus correspondientes átomos de los que proceden.
22.- Considere los elementos Be (Z=4), O (Z=8), Zn (Z=30) y Ar (Z=18). a) Según el principio de
máxima multiplicidad o regla de Hund, ¿cuántos electrones desapareados presenta cada
elemento en la configuración electrónica de su estado fundamental? b) En función de sus
potenciales de ionización y afinidades electrónicas, indique los iones más estables que pueden
formar y escriba sus configuraciones electrónicas. Justifique las respuestas.
23.- Dados los átomos A (Z = 12), B (Z = 16) y C (Z = 37) indique: a) su configuración electrónica;
b) qué elementos son y el grupo y periodo al que pertenecen; c) cuál es el más electronegativo;
d) cuál es el ion más estable que forma cada uno de ellos.
24.- La primera energía de ionización del fósforo es de 1012 kJ· mol-1 , y la del azufre de
999,5 kJ / mol. Defina energía de ionización e indique razonadamente si los valores
anteriores son los que cabe esperar para la configuración electrónica de los dos elementos.
25.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La forma de un orbital viene
determinada por el número cuántico principal, n; b) Los orbitales s tienen forma esférica; c) La energía de
un orbital depende del número cuántico magnético.
26.- Entre las siguientes modificaciones introducidas por la Mecánica cuántica a la teoría de BohrSomerfeld, señale las que considere correctas: a) Un electrón nunca puede mostrar propiedades de una
onda; b) Sólo se puede conocer la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada región del
espacio; c) En Mecánica cuántica no existen los niveles de energía, sino que ésta puede tener cualquier
valor.
27.- Razona si las siguientes configuraciones electrónicas representan la fundamental, una excitada o una
imposible para el átomo o ion propuesto:
Be: 1s2 2s1 2p1
H: 1p1
N : 1s2 2s2 2p1 2d1
O2- : 1s2 2s2 2p6
28.- El elemento A (Z=11) se combina con el elemento B (Z=17). Responder a las siguientes cuestiones:
a) Indicar las configuraciones electrónicas de dichos elementos. (0,2 puntos)
b) Indicar a qué grupo y periodo pertenecen. (0,2 puntos)
c) ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica? Razonar la respuesta (0,3 puntos)
2
d) Razonar, cuál es un metal y cual es un no metal, los estados de oxidación más probables de cada
elemento, qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula del compuesto
resultante. (1 punto)
e) Indique los grupos de números cuánticos que corresponderán a esos electrones desapareados. (0,3
puntos)
29.- Dados los elementos
. Responde a las siguientes cuestiones, justificando las respuestas:
a) Cuántos protones y neutrones están presentes en el núcleo de cada uno de ellos. Indicar un isótopo de
cada uno; b) Indicar el número atómico y la configuración electrónica de cada elemento. ¿Qué elementos
son? ¿En qué grupo y periodo están situados?; c) Razonar qué tipo de enlace se forma cuando se unen X e
Y, y cuál sería la fórmula del compuesto resultante.
30.-
SOLUCIONES
1.a) FALSA. Si sube a un nivel de mayor energía , absorberá energía.
b) VERDADERO. Se considera 0 la energía del electrón cuando abandona el átomo.
c) VERDADERO. Puesto que la energía en el estado excitado es mayor que la del estado
fundamental E > 0.
2.a) Son manera de representar la forma y partes constituyentes del átomo. Son útiles en tanto tienen
a hacernos una idea de cómo son en la realidad, puesto que que intentan explicar las
propiedades vistas en ellos.
b) Modelo de Bohr y modelo mecanocuántico.
3.-

c


3  108 m s
 5,1 1014 s 1
7
5,89  10 m
E  h   6, 626  1034 J  s  5,1  1014 s 1 
4.-
1eV
 2,1 eV
1, 602  1019 J
Aplicando la ecuación de Planck
E  n  h   0, 2  6,02  1023  6,626  1034 J  s  60 s 1  4,8  10-9 J
5.a) E foton  h 
c

 6,626  1034 J  s 
3  108 m / s
 3,6 ×10-19 J
7
5,5  10 m
b) E(1 mol )  n  E foton  6,02 1023  3,6 1019 J  217,6kJ
3
6.c)  
E 3, 4 eV   13, 6 eV  1, 602  1019 J


 2, 47 ×1015 s -1
34
h
1eV
6, 626  10 J  s
d)  
c


3  108 m s
 121,6 nm
2, 47  1015 s -1
7.-
E  nh
c

 6,02  10  6,626  10
23
34
3  108 m s
J  s
 479 kJ
2,5  107 m
8.a) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.
b) 1s22s22p7: No es posible, ya que en orbitales p (l=1) y m toma tres valores: -1.0 y 1, y como el
espín (s = ½ y – ½ ) solo toma dos valores posibles, únicamente puede haber 6 e– que tengan los
cuatro número cuánticos distintos.
1s22s22p63s3: No es posible, ya que en orbitales s (l=0) y m toma un solo valor: 0, y como s solo
toma dos valores posibles, únicamente puede haber 2 e– que tengan los cuatro número cuánticos
distintos.
9.a) Si tienen la misma energía. Sólo al aplicar un campo magnético se desdoblan según la dirección
de éste.
b) Por que en orbitales d (l=2) y m toma cinco valores posibles: –2, –1, 0, +1 y +2
correspondientes a los cinco orbitales d.
10.a) (3,0,3): No permitido. Pues si l=0, entonces m solo puede tomar el valor 0 ya que
m = –l , 0,+l.
b) (3,2,–2): Sí permitido. Puesto que l < n y si l=2, m puede tomar los valores:-2, -1, 0, +1 y +2.
11.Z (P) = 15 la configuración electrónica es 1s2 2s2p6 3s2p3
n = 3; l = 1; m = –1; s = –½; n = 3; l = 1; m = 0; s = –½; n = 3; l = 1; m = +1; s = –½;
12.Z (Mo) = 42. Configuración electrónica: [Kr] 5s2 4d4
n = 5; l = 0; m = 0; s = –½;
n = 4; l = 2; m = –2; s = –½;
n = 4; l = 2; m = 0; s = –½;
n = 5; l = 0; m = 0; s = +½;
n = 4; l = 2; m = –1; s = –½;
n = 4; l = 2; m = +1; s = –½;
a) (3, –1, 1, –½);
NO.
Porque l no puede tomar valores negativos.
b) (3, 2, 0, ½);
SÍ.
l <n ; m = - l , 0, + l ; m = –l, 0, +l;
13.-
s = (– ½, ½ ). Orbital 3d porque l = 2 y n= 3
c) (2, 1, 2, ½);
NO.
Porque m > l
d) (1, 1, 0, –½).
NO.
Porque l = n y debe ser menor.
4
14.Se trata del Bromo (Br) del grupo 17 (halógenos) y periodo 4.
15.a) (Mg) 2s2;
b) (Ir) 5d7 6s2 ;
c) (Se) 4s2p4
16.a) VERDADERA. Puesto que los electrones ocupan los niveles de menor energía posible.
b) VERDADERA. Puesto que su configuración electrónica fundamental acaba en “s1” .
c) VERDADERA. Puesto que su configuración electrónica fundamental acaba en “5 s1”, lo que
significa que la capa más externa es la quinta.
d) FALSA. Para que el electrón externo pasara al orbital 6s, debería absorber energía produciendo
una raya negra en el espectro de absorción. Cuando dicho electrón regresara al nivel
fundamental (5s) entonces es cuando emitiría una raya en el espectro de emisión.
17.- La energía de ionización es la energía mínima que hay que comunicarle a un átomo en estado
gaseoso y fundamental para arrancarle un electrón de su capa de valencia y formar un catión.
Disminuye al descender en un grupo porque aumenta el número de niveles y por lo tanto la
distancia al núcleo, siendo cada vez menos atraídos por él y aumenta hacia la derecha en un periodo
porque al aumentar la carga nuclear los electrones están más atraídos, luego al ser consecutivos los
átomos, la mayor energía de ionización corresponderá al gas noble (15,8 eV), El halógeno tendrá la
inmediatamente anterior (13,0 eV) y el anfígeno el anterior (11,8 eV). El metal alcalino debe ser el
que menos energía de ionización tenga, y le corresponde el valor 4,3 eV, mientras que el último
valor corresponderá al metal alcalino-térreo, porque al tener lleno el orbital s, su configuración es
más estable y hay que comunicarle mayor energía.
18.“Es la energía mínima necesaria para extraer un e– de un átomo neutro en estado gaseoso y
fundamental para formar un catión”. X(g) – 1 e–  X+ (g). Al ir extrayendo sucesivos electrones,
éstos deberán salir de un ión cada vez más positivo, con lo que serán más atraídos lo electrones de
valencia, y en consecuencia, mayor energía se precisará para extraerlos.
19.a) F < N < Si < Fe < Cs; los átomos de menor tamaño son los del periodo 2 (F y N) siendo el F
menor por tener una mayor carga nuclear efectiva y mayor atracción sobre los electrones de
valencia, por un menor apantallamiento, al tener más e– en la última capa hay mayor repulsión
entre ellos. El Si es del periodo 3 y es por tanto mayor al tener más capas electrónicas. Lo
mismo le sucede al Fe del periodo 4 y en mucha mayor medida al Cs del periodo 6.
b) Cs < Fe < Si < N < F; la electronegatividad crece según se sube en la tabla, ya que al estar más
cerca del núcleo los electrones de valencia, aumenta la atracción sobre ellos y según se desplaza
hacia la derecha dentro de un mismo periodo, ya que aumenta la carga nuclear (Z) y por tanto la
atracción sobre los electrones de valencia. Así mientras el Cs es uno de los elementos menos
electronegativos, el F es el elemento más electronegativo.
c) Cs < Fe < Si < N < F; sigue el mismo orden que la electronegatividad, puesto que en los metales
es más sencillo extraer un electrón y más cuanto más alejado se encuentre del núcleo, mientras
que los no metales tienen altas energía de ionización y mayores cuanto más a la derecha y más
hacia arriba se encuentren en la Tabla Periódica, ya que a mayor carga nuclear y más cerca del
núcleo estén más atracción ejercerá el núcleo sobre los electrones.
5
20.d) Lógicamente el valor menor de energía de ionización corresponderá al metal alcalino B, siendo
el valor elevado al gas noble A.
e) Porque cuanto menor es el átomo más atraídos estarán los electrones por el núcleo, incluso en el
caso de similar carga nuclear efectiva (Z*), ya que, por la ley de Coulomb, a mayor distancia
menor atracción.
21.a) Tamaño: He < Cl < I < Ag < Ba < Cs; Energía de ionización: Cs < Ba < Ag < I < Cl < He;
Afinidad electrónica: (es menor cuanto más negativa, es decir cuanto más energía se desprenda
al capturar un e– ) Cl < I < Ag < Cs < Ba < He. Así, el cloro es el elemento de los descritos que
más energía desprende al capturar el e– por ser mayor su carga nuclear efectiva (Z*) y menor su
tamaño. En el caso del Ba y el He la afinidad electrónica será positiva, y aunque en teoría el He
debería ser el elemento al que cuesta más introducir un e– , también es cierto que los metales
alcalino-térreos tienen afinidades electrónicas positivas por tener el nivel “s” completo.
22.No tiene ningún e– desapareado
Tiene 2 e– desapareados
No tiene e– desapareados
No tiene e– desapareados
a)
Be (Z=4)
O (Z=8)
Zn (Z=30)
Ar (Z=18)
1s2 2s2;
1s2 2s2p2p1p1;
1s2 2s2p6 3s2p6d104s2;
1s2 2s2p6 3s2p6;
b)
Be2+
1s2; E.O.= +2, porque pierde 2 e- para adquirir la estructura del gas
noble más próximo.
1s2 2s2p6;
E.O.= –2, porque gana 2 e2
2 6
2 6 10
1s 2s p 3s p d ;
E.O.= +2, porque pierde 2 e1s2 2s2p6 3s2p6;
Gas noble; E.O.= 0
O2–
Zn2+
Ar
23.-
a) La configuración electrónica es la ordenación de los electrones en las distintos orbitales en
orden creciente de energía.
A (Z = 12) 1s2 2s2 2p6 3s2
B (Z = 16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
C (Z = 37) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s1
b) El grupo de un elemento viene reflejado en la configuración electrónica por el mayor valor
de “n”. El periodo viene definido en el tipo de orbital que se está llenando; en los periodos 1 y 2 se llenan
los orbitales “s”, en los periodos del 3 al 12 se llenan los orbitales “d” y en los
periodos del 13 al 18 se llenan los orbitales “p”.
El elemento A, según su configuración electrónica pertenece al grupo 3 y al periodo 2, ya que
se ha llenado el orbital 3s. Se trata del Mg.
El elemento B pertenece al grupo 3 y al periodo 16. Se trata del S.
El elemento C pertenece al grupo 5 y al periodo 1. Se trata del Rb.
b) La electronegatividad es la tendencia que manifiestan los átomos de un elemento por
atraer sobre sí al par de electrones que les une a átomos de elemento diferente.
En el periodo la electronegatividad aumenta al aumentar el número atómico ( Z) debido a que de
izquierda a derecha se incrementa la carga nuclear efectiva, y por tanto la fuerza de atracción
entre los electrones y protones, manteniéndose en cambio constante el número de niveles de
energía.
En un grupo esta propiedad aumenta al disminuir Z, ya que en este sentido disminuye la distancia al
núcleo, y por tanto aumenta la atracción nuclear, siendo igual el número de electrones del nivel externo.
En este caso el orden será: Rb < Mg < S, S será el más electronegativo.
6
c) En todo átomo al formar iones, los más estables serán aquellos que se acerquen más a la configuración
de gas noble que es la más estable.
Mg formará Mg2+ ya que su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6
S formará S2- con configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Rb formará el ion Rb+ con configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6
24.La primera energía de ionización (E.I.) de un átomo es la cantidad de energía que debe
suministrársele en estado gaseoso, neutro y fundamental para arrancarle el electrón más externo.
A + E.I.  A+ + eSe realizan las configuraciones electrónicas de los dos átomos pedidos:
P (Z = 15): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p13p13p1
S (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
En el caso del fósforo la configuración electrónica es más estable por estar el orbital p semilleno, ya que
adquiere el máximo desapareamiento (ley de máxima multiplidad de Hund), mientras que en el azufre la
configuración no es tan estable y cuesta energéticamente menos arrancar un electrón al átomo.
25.a) Falsa, porque la forma de un orbital, es decir, el aspecto de la zona de probabilidad dentro de la
cual se encuentra el electrón la mayor parte del tiempo, depende del tipo de orbital al que
pertenece, por consiguiente, del valor de l y no de n.
b) Verdadera ya que para l = 0, m = 0
c) Falsa, la energía de un orbital depende de los valores de los números cuánticos principal n y
secundario l, pero no del número cuántico magnético, m.
26.a) (Definir el principio de De Broglie) Falsa, según el físico De Broglie, un electrón puede mostrar
propiedades de una onda, con una longitud de onda definida por: λ = h / m·v
b) Verdadera, la función de onda (Schrödinger), no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el
electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región determinada.
c) Falso, porque siguen existiendo los niveles de energía, lo que ocurre es que puede haber varios
orbitales con la misma energía.
27.Be: 1s2 2s1 2p1 con 4 electrones; configuración excitada, pues el último ocupa el 2p en lugar del 2s
H: 1p1 con 1 electrón; configuración imposible, pues no existen orbitales 1p
N : 1s2 2s2 2p1 2d1 con 6 electrones; configuración imposible, pues no existen orbitales 2d
O2- : 1s2 2s2 2p6 con 10 electrones; configuración fundamental para el ion óxido, ya que los electrones
ocupan los orbitales de menor energía.
28.a) A: 1s2 2s2 2p6 3s1 y B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
b) El elemento A pertenece al periodo 3 y al grupo 1,es decir, se trata de un metal alcalino (Na). Por su
parte el elemento B pertenece también al periodo 3 y al grupo que se encuentra en la columna 17, es
decir, se trata de un halógeno (Cl).
c) El elemento A tiene un electrón en su capa más externa y por lo tanto su tendencia será a ceder ese
electrón para así quedar con la capa anterior con la configuración de gas noble, más estable. Por su parte
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el elemento B tiene siete electrones en su capa más externa y, por lo tanto, su tendencia sería aceptar un
electrón y así adquirir la configuración de gas noble en su capa externa. Si tenemos en cuenta que la
afinidad electrónica es la energía que se desprende cuando un átomo neutro gaseoso captura un electrón
para formar un anión en estado gaseoso, podemos decir que el elemento con mayor afinidad electrónica
sería el elemento B.
d) Por lo dicho anteriormente el elemento A tiene tendencia a formar un catión tipo A+ cediendo un
electrón, por lo que es un metal y su estado o número de oxidación es +1. El elemento B tiene tendencia a
forma un anión del tipo B- capturando ese electrón, por lo tanto será un no metal cuyos números de
oxidación son:
Nº oxidación = 0, cuando se combina consigo mismo.
Nº oxidación = 1 , gana un electrón para completar el los orbitales y porque tiene un electrón
desapareado.
Nº oxidación = +3, +5 y +7, porque puede tener 3, 5 y 7 electrones desapareados, 3s23px23py13pz13d1,
3s23px13py13pz13d13d1 y 3s13px13py13pz13d13d13d1
Entre ellos se formará un enlace iónico y la fórmula del compuesto sería AB. Poner NaCl también vale.
e) A: 1s2 2s2 2p6 3s1 , tiene 1 electrón desapareado: (3, 0, 0, ½)
B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, tiene 1 electrón desapareado: (3, 1,1, ½)
29.-
30.-
EXAMEN DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA Y DE LA TP
1. Responda a las siguientes cuestiones:
a) Diferencias entre: el modelo de Bohr y el de Rutherford y entre el espectro de absorción y el de
emisión de un átomo.
8
b) Define orbital y potencial de ionización.
2. Justifique si es posible o no que existan electrones con los siguientes números cuánticos, y si es
posible en qué orbital se encuentra:
(3, –1, 1, –½);
b) (3, 2, 0, ½);
c) (2, 1, 2, ½);
d) (1, 1, 0, –½)
3. Indica y explica razonadamente si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas:
a) Según la hipótesis de De Broglie solo la luz posee naturaleza dual.
b) El radio de un átomo neutro de oxígeno [Z(O) = 8] es mayor que el radio de su ion O2-.
3. Calcule:
a) La E correspondiente a la radiación visible de mayor frecuencia, sabiendo que el espectro
visible corresponde a la radiaciones de longitud de onda comprendidas entre 450 y 700 nm.
Razone si es o no posible conseguir ionizar el átomo de Li con dicha radiación;
b) La longitud de onda asociada a un neutrón que se mueve a 4,21 · 103 m/s.
Datos: Qelectrón = 1,6 · 10-19 C; c = 3 · 108 m/s; 1 nm = 10-9 m; h = 6,63 · 10-34 J·s;
EI(1ª) de litio = 5,4 eV; mneutrón = 1,67 · 10-27 kg
4. Dados 3 elementos del sistema periódico A, B y C de números atómicos 8, 16 y 19
respectivamente:
a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos, grupo y periodo al que pertenece, así
como su nombre y símbolo químico.
b) Indique el elemento cuyo tamaño y primer potencial de ionización sea mayor y el más EN.
c) Indique, cuáles serán metales, cuáles no metales y sus estados de oxidación
d) Indique tipo de enlace formado por los elementos A y B, B y B y C y C y la fórmula de las
sustancias que se forman
5. Responde, razonadamente, a las siguientes preguntas:
a) Escribe las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes, así como el número de
subpartículas: Al (A=27 Z=13), Na+ (A=23 Z=11) y O2- (A=16 Z=8). ¿Son isoelectrónicos?
b) ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados?
c) Escribe la combinación de números cuánticos correspondientes a: 1) un electrón 5p y 2) un
electrón 1s.
6. Dados los elementos F, P, Cl y Na, ordénalos de forma creciente según: a) sus radios atómicos;
b) su energía de ionización, y c) su electroafinidad. (Nota: explica en qué te basas para dicho
orden)
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