ACTIVIDADES TEMAS 12 Y 13: ESTRUCTURA ATÓMICA, SISTEMA PERIÓDICO


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1 ACTIVIDADES TEMAS Y : ESTRUCTURA ATÓMICA, SISTEMA PERIÓDICO Según el modelo atómico de Bohr, cómo se ordenan los distintos niveles de energía en los que pueden encontrarse los electrones? El orden de los distintos niveles de energía se indica mediante el llamado número cuántico principal, que se representa por n, y toma los siguientes valores: n = : nivel de menor energía, también llamado capa K, n = : siguiente nivel de energía, también llamado capa L, n = : siguiente nivel de energía, también llamado capa M, n = 4: siguiente nivel de energía, también llamado capa N, etc. Explica la diferencia entre un espectro de absorción y uno de emisión. Pon ejemplos de ellos. Un espectro de emisión está compuesto por las radiaciones electromagnéticas que emite directamente un cuerpo al excitar sus átomos, por ejemplo mediante una llama, un arco eléctrico, una chispa, etc. Un espectro de absorción es el constituido por las radiaciones que absorbe un cuerpo o sustancia, que puede encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso, aunque se recurre muy frecuentemente a su estudio en disolución. Un ejemplo sería el espectro de luz procedente de una fuente de luz continua tras atravesar un gas. Qué es un espectro? Es la descomposición en radiaciones simples del conjunto de radiaciones emitidas (espectro de emisión) o absorbidas (espectro de absorción) por un cuerpo. 4 Qué utilidad tienen los espectros de absorción y de emisión? Las radiaciones que componen el espectro de emisión y el de absorción de un elemento son características de dicho elemento y pueden servir para identificarlo. Explica brevemente el modelo atómico de Bohr. Según Bohr: - Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija. - En éstas órbitas los electrones se mueven sin perder energía. - Sólo están permitidas determinadas órbitas: aquellas cuya energía tome ciertos valores restringidos. Cómo se puede denominar también a las órbitas permitidas según el modelo atómico de Bohr? Las órbitas permitidas se pueden denominar también niveles de energía o capas. 7 Cómo puede un electrón cambiar a un nivel de energía superior? Cuando un electrón absorbe energía electromagnética, pasa a un nivel de energía mayor. 8 Qué le sucede a un electrón si cae a un nivel de energía inferior? Cuando un electrón cae a un nivel de energía inferior, emite energía electromagnética. 9 Puede decirse que la manera de situarse un habitante en un edificio de plantas es análoga a cómo se disponen los electrones en un átomo, según el modelo de Bohr? Sí, puesto que, de la misma forma que el habitante sólo puede vivir en uno de los pisos del edificio, los electrones sólo pueden estar en algunas de las órbitas de energía restringida posibles. Si el habitante se traslada a un piso superior, aumenta su energía potencial. De un modo similar, si el electrón pasa a una órbita más alta, su energía se incrementa en una cantidad determinada. 0 Según el modelo atómico de Bohr, cómo se origina un espectro de absorción? El espectro de absorción se origina cuando un electrón absorbe la energía de un fotón y asciende desde su nivel a otro de mayor energía. Según el modelo atómico de Bohr, cómo se originan los espectros de emisión? Los espectros de emisión se deben a las radiaciones que emite un electrón excitado en un nivel alto al descender a otro nivel de energía inferior.

2 Qué es una órbita? Es una trayectoria definida del electrón. Fue propuesta, con diversas variantes, por Rutherford, Bohr, Sommerfeld y otros investigadores, para explicar el movimiento de los electrones en el átomo. Qué es un orbital? Es una función de onda que describe, en términos de probabilidad, la posición del electrón de una determinada energía. Por extensión, se asigna también este nombre a la zona del espacio en la que existe una probabilidad elevada (99 %) de encontrar el electrón. 4 Cuántos orbitales hay en el nivel de energía n =? l l 0 l l 0 Para n = los valores de l son: En total habrá + = 4 orbitales Cuántos orbitales hay en el nivel de energía n = 4? l 0 l 0 l l l l l l 7 Para n = 4 se tiene: En total habrá = orbitales Cuál es el máximo número de electrones que pueden encontrarse en el nivel de energía n =? l 0 l 0 Para n = se tiene: En total habrá orbital. Según el principio de exclusión de Pauli en cada orbital sólo caben, como mucho, dos electrones. Por tanto el número máximo de electrones será: = electrones 7 Cuál es el máximo número de electrones que pueden encontrarse en el nivel de energía n =? Solución: l l l 0 l l l 0 Para n = se tiene: En total habrá + + = 9 orbitales. Según el principio de exclusión de Pauli en cada orbital sólo caben, como mucho, dos electrones. Por tanto el número máximo de electrones será: 9 = 8 electrones 8 En qué se diferencian y en que se parecen los orbitales p x, p y, y p z? Los orbitales p x, p y, y p z tienen el mismo número cuántico principal, n =, por lo que tienen el mismo tamaño. Por otro lado, también coinciden en su número cuántico secundario (l = orbitales p) por lo que coinciden también en su forma. La única diferencia estriba en su orientación; cada uno, según un eje de coordenadas. 9 En qué se diferencian y en que se parecen los orbitales s, s, y 4s? Los orbitales s, s, y 4s coinciden en su número cuántico secundario (l = 0 => orbitales s), por lo que tienen la misma forma (esférica, y por tanto, la misma orientación). Se diferencian en el tamaño, pues el número cuántico que indica esta propiedad, n, es distinto para cada uno de los orbitales. 0 Escribe, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos: Cl (Z = 7); Ba (Z = ); Ca (Z = 0); I (Z = ). En primer lugar, es preciso considerar el número de electrones de que disponemos en cada caso; al ser todos átomos neutros, el número de electrones es el mismo que el número de protones, es decir, Z.

3 El orden de llenado es en orden creciente de números (n+l), y para valores iguales de éstos, se llena antes el de menor número n. Cl (Z 7) s s p s p Ba (Z ) Ca (Z 0) I(Z ) s s p s p 4s d s s p s p s s p s p 4s d 4s 0 0 4p s 4d 4p s 4d 0 0 p p s Escribe, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los siguientes cationes: K + (Z = 9); Mg + (Z = ); Fe + (Z = ); Pd +4 (Z = 4). En primer lugar, es preciso considerar el número de electrones de que disponemos en cada caso. El ion K + tiene carga +, por lo que tiene un electrón menos que protones, es decir, 8. El ion Mg + tiene carga +, por lo que tiene dos electrones menos que protones, es decir, 0. El ion Fe + tiene carga +, por lo que tiene tres electrones menos que protones, es decir,. El ion Pd +4 tiene carga +4, por lo que tiene cuatro electrones menos que protones, es decir, 4. El orden de llenado es en orden creciente de números (n+l), y para valores iguales de éstos, se llena antes el de menor número n. Teniendo en cuenta todo lo anterior, podemos escribir las configuraciones siguientes: - K (Z 9 9 p y 8 e ) s s p s p Mg Fe Pd 4 (Z (Z (Z 4 p p 4 p - y 0 e ) - y e ) - y 4 e ) s s p s s p s p 4s d s s p s p 4s d 0 4p s 4d 4 Indica a qué átomos neutros corresponden las siguientes configuraciones electrónicas: a) s s b) s s p 4 c) s s p s d) s s p s p a) Esta configuración incluye 4 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 4 protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 4, que corresponde al berilio (Be). b) Esta configuración incluye 8 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 8 protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 8, que corresponde al oxígeno (O). c) Esta configuración incluye electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene protones, es decir, el que tenga número atómico Z =, que corresponde al sodio (Na). d) Esta configuración incluye 8 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 8 protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 8, que corresponde al argón (Ar). Indica a qué átomos neutros corresponden las siguientes configuraciones electrónicas: a) s s p b) s s p c) s s p s p 4s d) s s p s p d 4s a) La configuración s s p incluye electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene protones, es decir, el que tenga número atómico Z =, que corresponde al boro (B). b) La configuración s s p incluye 9 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 9 protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 9, que corresponde al flúor (F). c) La configuración s s p s p 4s incluye 0 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 0 protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 0, que corresponde al calcio (Ca). d) La configuración s s p s p d 4s incluye electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene protones, es decir, el que tenga número atómico Z =, que corresponde al manganeso (Mn). 4 Indica a qué iones mononegativos corresponden las siguientes configuraciones electrónicas: a) s s b) s s p 4 c) s s p s d) s s p s p Los iones mononegativos que pueden tener estas configuraciones serán los que tienen una unidad menos de número atómico, pues habrían ganado un electrón. a) La configuración s s incluye 4 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta configuración es el que tiene protones, es decir, el de número atómico Z =, que corresponde al litio (Li - ). b) La configuración s s p 4 incluye 8 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta configuración es el que tiene 7 protones, es decir, el de número atómico Z = 7, que corresponde al nitrógeno (N - ). c) La configuración s s p s incluye electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta configuración es el que tiene 0 protones, es decir, el de número atómico Z = 0, que corresponde al neón (Ne - ). d) La configuración s s p s p incluye 8 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta configuración es el que tiene 7 protones, es decir, el de número atómico Z = 7, que corresponde al cloro (Cl - ).

4 Escribe la estructura electrónica de los elementos F (Z = 9) y Na (Z = ) por medio de la notación de subniveles energéticos. Primero se escriben las configuraciones electrónicas y después se distribuyen los electrones en los subniveles energéticos colocándolos según el criterio de Pauli: No puede haber más de dos electrones en cada subnivel energético. F (Z 9) s s p a) Para el flúor: b) Para el sodio: Na (Z ) s s p s Escribe la estructura electrónica de los elementos Be (Z = 4) y Cl (Z = 7) por medio de la notación de subniveles energéticos. Solución: Primero se escriben las configuraciones electrónicas y después se distribuyen los electrones en los subniveles energéticos colocándolos según el criterio de Pauli: No puede haber más de dos electrones en cada subnivel energético. Be (Z 4) s s a) Para el berilio: :Cl (Z b) Para el cloro 7) s s p s p 4

5 7 Cómo están colocados los elementos en el sistema periódico? Se colocan por orden creciente de su número atómico, de modo que en una misma columna estén colocados aquellos elementos que posean propiedades químicas similares. Las columnas de la tabla se denominan grupos, y las filas, períodos. 8 Qué similitudes existen entre átomos del mismo grupo? Y entre los del mismo período? Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares, pues todos poseen el mismo número de electrones en su capa más externa. Los elementos del mismo período tienen el mismo número cuántico principal en su capa más externa, es decir, el mismo nivel de energía. 9 Explica cuáles de estas afirmaciones son correctas y cuáles son falsas: a) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando pierde protones en el núcleo. b) Un átomo se transforma en su ion positivo cuando pierde electrones en su corteza. c) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando pierde electrones en la corteza. d) Un átomo se transforma en su ion positivo cuando gana protones en el núcleo. e) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando gana electrones en la corteza. a) Falso. b) Correcto. A ese átomo con defecto de electrones en su corteza se le denomina catión. c) Falso. d) Falso. e) Correcto. A ese átomo con exceso de electrones en su corteza se le denomina anión. 0 Relaciona los siguientes tipos de elementos de la tabla periódica con sus correspondientes características, según su facilidad para perder o ganar electrones: a) No metales ) Se transforman fácilmente en iones positivos. b) Inertes ) Se transforman con dificultad en iones positivos. c) Semimetales ) Se transforman fácilmente en iones negativos. d) Metales 4) No forman iones de ningún tipo. a) No metales ) Se transforman fácilmente en iones negativos. b) Inertes 4) No forman iones de ningún tipo. c) Semimetales ) Se transforman con dificultad en iones positivos. d) Metales ) Se transforman fácilmente en iones positivos. Relaciona los siguientes elementos de la tabla periódica con su correspondiente configuración electrónica: a) Gas noble ) s d 0 4f b) Metal de transición ) s p 4 c) Metal de transición interna ) s d) Elemento representativo 4) 4s d a) Gas noble ) s b) Metal de transición 4) 4s d c) Metal de transición interna ) s d 0 4f d) Elemento representativo ) s p 4

6 Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas: a) El helio no es un gas noble, pues la configuración electrónica de su capa de valencia no es ns np. b) Los gases nobles son los elementos que tienen los subniveles s y p llenos. c) Los elementos representativos apenas participan en reacciones químicas. d) La configuración electrónica de la capa de valencia de los gases nobles es ns np. e) Los gases nobles son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital s o en un orbital p. f) Los elementos representativos forman el grupo B del sistema periódico. a) Falso, el helio es una excepción respecto al resto de los gases nobles, pues para n = no existen orbitales p. b) Cierto. c) Falso, los gases nobles son los que apenas participan en reacciones químicas. d) Cierto. e) Falso, esta característica corresponde a los elementos representativos. f) Falso, los elementos representativos forman el grupo A del sistema periódico. Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas: a) Los elementos representativos tienen una configuración electrónica de la capa de valencia del tipo: ns (n-)d 0 (n-)f x (x =,,, 4) b) Los gases nobles pueden incluirse en el grupo de los elementos representativos. c) Los metales de transición son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital d. d) Los metales de transición interna son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital d. e) Los metales de transición interna tienen una configuración electrónica de la capa de valencia del tipo siguiente: ns (n-)d 0 (n-)f x (x =,,, 4). f) Los metales de transición forman el grupo A del sistema periódico. a) Falso, pues su configuración electrónica más externa es del tipo: ns x (x =, ) o np x (x =,,, ). b) Cierto. c) Cierto. d) Falso, los metales de transición interna son los que su último electrón se aloja en un orbital f. e) Cierto. f) Falso, los metales de transición forman el grupo B del sistema periódico. 4 Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas: a) Los metales de transición interna son los elementos que tienen los subniveles s y p llenos. b) Los metales de transición interna se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales f. c) La configuración electrónica de la capa de valencia de los metales de transición es ns np. d) Los metales de transición se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales p. e) Los metales de transición interna pueden incluirse en el grupo de los elementos representativos. f) Los metales de transición interna son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital f. a) Falso, esta característica corresponde a los gases nobles. b) Cierto. c) Falso, esta configuración electrónica corresponde a los gases nobles. d) Falso, los metales de transición se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales d. e) Falso, los elementos representativos tienen una configuración electrónica externa del tipo: ns x (x =, ) o np x (x =,,, ). f) Cierto. Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: litio (Z = ), manganeso (Z = ), aluminio (Z = ) y titanio (Z = ). Cuáles de ellos son elementos representativos? Li (Z Mn (Z Al (Z Ti(Z ) ) ) s s s s p s p 4s d s s p s p ) s s p s p 4s d Son elementos representativos el litio y el aluminio, pues tienen su último electrón en un orbital s o en un orbital p. Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: berilio (Z = 4), neón (Z = 0), fósforo (Z = ) y circonio (Z = 40). Cuáles de ellos son gases nobles?

7 Solución: Be (Z 4) Ne (Z 0) P (Z ) Zr (Z 40) s s s s p s s p s p s s p s p 4s d 0 4p s 4d El único gas noble es el neón, pues es el único elemento que tiene los subniveles s y p llenos. 7 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: sodio (Z = ), argón (Z = 8), carbono (Z = ) y hierro (Z = ) Cuáles de ellos son metales de transición? Na (Z Ar (Z C (Z Fe(Z ) 8) ) ) s s p s s s p s p s s p s s p s p 4s d El único metal de transición es el hierro, pues tiene su último electrón en un orbital d. 8 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: uranio (Z = 9), boro (Z = ), escandio (Z = ) y cerio (Z = 8). Cuáles de ellos son metales de transición interna? U(Z B (Z Sc (Z Ce (Z 9) ) ) 8) s s p s p 4s d s s p 0 s s p s p 4s d s s p s p 4s d 4p s 0 4p s 4d 0 4d p 0 s 4f 4 d 0 p s d 4f p 7s d f Son metales de transición interna el uranio y el cerio, pues tienen su último electrón en un orbital f. 9 Escribir las configuraciones electrónicas, así como las fórmulas, de los iones más estables que pueden formar el berilio, el flúor, el sodio y el selenio, cuyas configuraciones electrónicas son: a) Be: s s b) F: s s p c) Na: s s p s d) Se: s s p s p 4s d 0 4p 4 Las configuraciones electrónicas más estables son las de tipo gas noble. Así pues: a) El berilio (Be) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo electrones. Formará, pues, iones Be +, cuya configuración electrónica será: s (igual que la del helio). b) El flúor (F) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando electrón. Formará, pues, iones F -, cuya configuración electrónica será: s s p (igual que la del neón). c) El sodio (Na) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo electrón. Formará, pues, iones Na +, cuya configuración electrónica será: s s p (igual que la del neón). d) El selenio (Se) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando electrones. Formará, pues, iones Se -, cuya configuración electrónica será: s s p s p 4s d 0 4p (igual que la del criptón). 40 Escribir las configuraciones electrónicas, así como las fórmulas, de los iones más estables que pueden formar el magnesio, el azufre, el rubidio y el bromo, cuyas configuraciones electrónicas son: a) Mg: s s p s b) S: s s p s p 4 c) Rb: s s p s p 4s d 0 4p s d) Br: s s p s p 4s d 0 4p Las configuraciones electrónicas más estables son las de tipo gas noble. Así pues: a) El magnesio (Mg) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo electrones. Formará, pues, iones Mg +, cuya configuración electrónica será: s s p (igual que la del neón). b) El azufre (S) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando electrones. Formará, pues, iones S -, cuya configuración electrónica será: s s p s p (igual que la del argón). c) El rubidio (Rb) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo electrón. Formará, pues, iones Rb +, cuya configuración electrónica será: s s p s p 4s d 0 4p (igual que la del criptón). d) El bromo (Br) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando electrón. Formará, pues, iones Br-, cuya configuración electrónica será: s s p s p 4s d 0 4p (igual que la del criptón). 7

8 4 Halla el número atómico y el símbolo de los siguientes iones, así como el período al que pertenecen: a) Un ion dipositivo X +, cuya configuración electrónica es s s p s p b) Un ion monopositivo Y +, cuya configuración electrónica es s a) Este ion posee 8 electrones. Dado que tiene una carga neta de +, el átomo neutro debe tener 0 protones. Por tanto su número atómico será Z = 0; es decir, se trata del calcio, cuyo símbolo es Ca. Pertenece al 4º período, pues los dos electrones que le faltan para ser un átomo neutro deberían colocarse en el orbital siguiente, por orden energético, al p (que está completo). Dicho orbital es el 4s, cuyo número cuántico principal es n = 4 y, por tanto, corresponde al 4º período. b) Este ion posee electrones. Dado que tiene una carga neta de +, el átomo neutro debe tener protones. Por tanto su número atómico será Z = ; es decir, se trata del litio, cuyo símbolo es Li. Pertenece al º período, pues el electrón que le falta para ser un átomo neutro debería colocarse en el orbital siguiente, por orden energético, al s (que está completo). Dicho orbital es el s cuyo número cuántico principal es n = y, por tanto, corresponde al º período. 4 Halla el número atómico y el símbolo de los siguientes iones, así como el período al que pertenecen: a) Un ion dinegativo X -, cuya configuración electrónica es s s p b) Un ion mononegativo Y -, cuya configuración electrónica es s a) Este ion posee 0 electrones. Dado que tiene una carga neta de -, el átomo neutro debe tener 8 protones. Por tanto su número atómico será Z = 8; es decir, se trata del oxígeno, cuyo símbolo es O. Pertenece al º período, pues la última capa ocupada es la segunda. b) Este ion posee electrones. Dado que tiene una carga neta de -, el átomo neutro debe tener protón. Por tanto su número atómico será Z = ; es decir, se trata del hidrógeno, cuyo símbolo es H. Pertenece al er período, pues la última capa ocupada es la primera. 4 Qué favoreció el estudio del sistema periódico y permitió demostrar la similitud entre elementos de un mismo grupo? La introducción del concepto de orbital por la mecánica cuántica permitió comprobar las similitudes de los elementos que pertenecían a un mismo grupo. 44 Qué similitudes existen entre las configuraciones electrónicas de los elementos de un mismo grupo? Todos los elementos de un mismo grupo poseen configuraciones electrónicas en las que el número de electrones que hay en la última capa es el mismo. Además, dichos electrones se alojan en orbitales del mismo tipo. 4 Cómo se denomina a la capa más externa de un elemento? La capa más externa de un elemento se denomina capa de valencia. 4 Cómo se denomina a los electrones de un elemento que están alojados en la capa más externa? Los electrones de un elemento que están alojados en la capa más externa se conocen como electrones de valencia. 47 En qué se parecen los átomos de un mismo grupo? Los átomos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, pues todos poseen el mismo número de electrones en su capa de valencia; es decir, poseen los mismos electrones de valencia. 48 Con qué se relacionan las propiedades químicas de un elemento? Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más externa. 49 Qué elementos forman el grupo (IA) del sistema periódico?, cuál es su configuración electrónica más externa?, cuántos electrones de valencia tienen? y qué nombre recibe este grupo de elementos? Solución: Los elementos que forman el grupo IA del sistema periódico son: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). La configuración electrónica más externa es ns. Todos tienen electrón de valencia. Pertenecen al grupo de los metales alcalinos. 8

9 0 Qué elementos forman el grupo VIIA (7) del sistema periódico?, cuál es su configuración electrónica más externa?, cuántos electrones de valencia tienen? y qué nombre recibe este grupo de elementos? Los elementos que forman el grupo VIIA del sistema periódico son: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), y astato (At). La configuración electrónica más externa es ns np. Todos tienen 7 electrones de valencia. Pertenecen al grupo de los halógenos. Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: berilio (Z = 4), magnesio (Z = ), calcio (Z = 0) y bario (Z = ) y razona a qué grupo pertenecen. Be (Z Mg (Z Ca (Z Ba (Z 4) ) 0) ) s s s s p s s s p s p s s p s p 4s d 4s 0 4p s 4d 0 p s Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo IIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen electrones de valencia, siendo su configuración más externa: ns. Éste es el grupo de los llamados alcalino-térreos. Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: flúor (Z = 9), cloro (Z = 7), bromo (Z = ) y yodo (Z = ) y razona a qué grupo pertenecen. F (Z Cl (Z Br (Z I(Z 9) 7) ) ) s s p s s p s p s s p s p 4s d s s p s p 4s d 0 0 4p 4p s 4d 0 p Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo VIIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen 7 electrones de valencia, siendo su configuración más externa: ns np. Este es el grupo de los llamados halógenos. Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: oxígeno (Z = 8), azufre (Z = ), selenio (Z = 4) y telurio (Z = ) y razona a qué grupo pertenecen. O (Z S (Z Se (Z Te (Z 8) ) 4) ) s s p 4 4 s s p s p 0 4 s s p s p 4s d 4p 0 s s p s p 4s d 4p s 4d 0 p 4 Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo VIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen electrones de valencia, siendo su configuración más externa: ns np 4. Este es el grupo de los llamados anfígenos. 4 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo período, indicando los electrones de valencia, así como el nombre y símbolo de cada uno de ellos. T: s s p s X: s s p s p Y: s s p s p 4s Z: s s p s p 4s d 0 4p Pertenecerán al mismo grupo los que tengan la misma configuración electrónica en su capa de valencia; y al mismo período, los que tengan el mismo número cuántico principal n. Siguiendo este criterio: T e Y pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns. Ambos tienen electrones de valencia. X y Z pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns np. Ambos tienen electrones de valencia. Por otro lado: T y X pertenecen al mismo período, el º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n =. 9

10 Y y Z pertenecen al mismo período, el 4º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 4. Al ser átomos neutros, el número de electrones coincide con el de protones, y por tanto, con el número atómico. Así podremos identificar cada uno de ellos. T: tiene e - y p +, por tanto, Z = : corresponde al magnesio (Mg). X: tiene e - y p +, por tanto, Z = : corresponde al fósforo (P). Y: tiene 0 e - y 0 p +, por tanto, Z = 0: corresponde al calcio (Ca). Z: tiene e - y p +, por tanto, Z = : corresponde al arsénico (As). Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo período, indicando los electrones de valencia, así como el nombre y símbolo de cada uno de ellos. T: s s p s p X: s s p s p 4 Y: s s p s p 4s d 0 4p Z: s s p s p 4s d 0 4p 4 Pertenecerán al mismo grupo los que tengan la misma configuración electrónica en su capa de valencia; y al mismo período, los que tengan el mismo número cuántico principal n. Siguiendo este criterio: T e Y pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns np. Ambos tienen electrones de valencia. X y Z pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns np 4. Ambos tienen electrones de valencia. Por otro lado: T y X pertenecen al mismo período, el º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n =. Y y Z pertenecen al mismo período, el 4º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 4. Al ser átomos neutros, el número de electrones coincide con el de protones, y por tanto, con el número atómico. Así podremos identificar cada uno de ellos. T: tiene e - y p +, por tanto, Z = : corresponde al aluminio (Al). X: tiene e - y p +, por tanto, Z = : corresponde al azufre (S). Y: tiene e - y p +, por tanto, Z = : corresponde al galio (Ga). Z: tiene 4 e - y 4 p +, por tanto, Z = 4: corresponde al selenio (Se). Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalinos, cuáles al grupo de los térreos y cuáles al grupo de los gases nobles. Q: s s p s p R: s s T: s s p s p X: s s p s Y: s s p s p 4s d 0 4p Z: s s p s p 4s d 0 4p El grupo de los metales alcalinos es el grupo IA y su configuración electrónica más externa es ns. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos R y X. El grupo de los térreos es el grupo IIIA y su configuración electrónica más externa es ns np. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos T e Y. El grupo de los gases nobles es el grupo VIIIA y su configuración electrónica más externa es ns np. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos Q y Z. 7 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalino-térreos, cuáles al grupo de los carbonoideos y cuáles al grupo de los halógenos. Q: s s p s p R: s s T: s s p s p X: s s p s Y: s s p s p 4s d 0 4p Z: s s p s p 4s d 0 4p El grupo de los metales alcalino-térreos es el grupo IIA y su configuración electrónica más externa es ns. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos R y X. El grupo de los carbonoideos es el grupo IVA y su configuración electrónica más externa es ns np. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos Q e Y. El grupo de los halógenos es el grupo VIIA y su configuración electrónica más externa es ns np. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos T y Z 8 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalino-térreos, cuáles al grupo de los carbonoideos y cuáles al 0

11 grupo de los halógenos. Q: s s p s p R: s s T: s s p s p X: s s p s Y: s s p s p 4s d 0 4p Z: s s p s p 4s d 0 4p El grupo de los metales alcalino-térreos es el grupo IIA y su configuración electrónica más externa es ns. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos R y X. El grupo de los carbonoideos es el grupo IVA y su configuración electrónica más externa es ns np. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos Q e Y. El grupo de los halógenos es el grupo VIIA y su configuración electrónica más externa es ns np. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos T y Z 9 El Praseodimio (Pr) está formado, en la naturaleza, por tres isótopos de masas 40,74 u;,049 u y 8,00 u. La abundancia relativa a cada uno es 99,7 %; 0,00 % y 0,89 %, respectivamente. Con estos datos calcula la masa del Praseodimio. Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes: A % A % A % Mat (Pr) 00 40,74 99,7,049 0,00 8,00 0,89 Mat (Pr) 40,79 u 00 0 El Uranio está formado, en la naturaleza, por tres isótopos de masas 4,0409 u;,049 u y 8,008 u. La abundancia relativa a cada uno es 0,007 %; 0,7 % y 99,7 %, respectivamente. Con estos datos calcula la masa atómica del Uranio. Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes: M M at at (U) (U) A % A % 00 4,0409 0,007 A %, ,7 8,008 99,7 8,0 u El Cloro tiene dos isótopos: el 7, % de los átomos de una muestra son de, cuya masa es de 7 7 Cl 4,988 u, y el 4,47 % restante son de, de masa,990 u. Calcular el peso atómico del cloro. 7 Cl Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes: A % A % 4,988 7,,990 4,47 Mat (Cl),4 u Completar la tabla siguiente consultando la tabla periódica: Elemento Z A Nº protones Nº Neutrones Nº electrones Notación Au fósforo Co 7 Teniendo en cuenta que A = Z + N, y que la carga iónica es igual a la carga aportada por los electrones más la aportada por los protones:

12 Elemento Z A Nº protones Nº Neutrones Nº electrones Notación oro Au 0 fósforo 0 P 9 argón Ar 9 potasio K cobre Cu cobalto Co 7 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes aniones: Cl ; Br ; 8 O ; P - 7 Cl Número átomico (Z) = 7 protones Número másico (A) = A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 8 neutrones Carga iónica = - nº de electrones = nº de protones + = 8 electrones 80 Br Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 80 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones Carga iónica = - nº de electrones = nº de protones + = electrones 8O Número átomico (Z) = 8 protones Número másico (A) = A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 8 neutrones Carga iónica = - nº de electrones = nº de protones + = 0 electrones P Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = neutrones Carga iónica = - nº de electrones = nº de protones + = 8 electrones 4 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes cationes: Fe ; Al ; Be ; 4 9K Fe Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 0 neutrones Carga iónica = + nº de electrones = nº de protones - = 4 electrones 7 Al Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 7 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones

13 Carga iónica = + nº de electrones = nº de protones - = 0 electrones 9 4Be Número átomico (Z) = 4 protones Número másico (A) = 9 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = neutrones Carga iónica = + nº de electrones = nº de protones - = electrones 9 9 K Número átomico (Z) = 9 protones Número másico (A) = 9 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 0 neutrones Carga iónica = + nº de electrones = nº de protones - = 8 electrones Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos: Rb; Mg; Sc; I; Rb Número átomico (Z) = 7 protones Número másico (A) = 8 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 48 neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 7 electrones 4 Mg Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 4 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones 4 Sc Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 4 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones 7 I Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 7 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 74 neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos: Li; As; B; C 7 Li Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 7 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones 7 As Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 7 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones

14 0 B Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 0 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones C Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones 7 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos: Li; As; B; C 7 Li Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 7 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones 7 As Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 7 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones 0 B Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = 0 A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones C Número átomico (Z) = protones Número másico (A) = A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = neutrones Como es neutro nº de electrones = nº de protones = electrones 8 La configuración electrónica de un elemento es: s s p s p. Indica si se trata de un metal o de un no metal, a qué grupo del sistema periódico pertenece, su símbolo, un elemento con mayor energía de ionización y otro con menor que él. La configuración de la capa de valencia, s p, nos muestra su posición en la tabla. Pertenece al er período, indicado por n =, y al grupo VIIA, indicado por los 7 electrones de valencia. Por tanto, se trata de un no metal: el cloro (Cl). Dos elementos con mayor y con menor energía de ionización que él pueden ser el flúor y bromo respectivamente. 9 Ordena de mayor a menor potencial de ionización los siguientes elementos: Na, Al, Zn, Ga, N, S, P y O. Teniendo en cuenta que la energía de ionización de los no metales es superior a la de los metales, que disminuye al aumentar el período y que aumenta al avanzar dentro de un mismo período (de izquierda a derecha), el orden pedido es: O > N > S > P > Al > Ga > Zn > Na. 70 K +, Ca +, Cl -, S - y Ar tienen el mismo número de electrones. Los números atómicos de sus átomos neutros son: K (Z =9), Ca (Z =0), Cl (Z =7), S (Z =) y Ar (Z =8). Ordénalos, según su radio atómico, de mayor a menor. 4

15 Solución: Al tener el mismo número de electrones, el radio atómico dependerá de la atracción que ejerzan los respectivos núcleos sobre estos electrones. Cuanto más positivo sea el núcleo, menor será el átomo o ion. Por tanto, el orden es: S - > Cl - > Ar > K + > Ca + 7 Ordena en orden de electronegatividad decreciente los siguientes átomos: Mg, B, C, F, O, N y Na. B, C, N, O y F son elementos no metálicos del º período. Su electronegatividad crece de izquierda a derecha del período, desde el B hasta el F, que es el más electronegativo de todos los elementos. Na y Mg son elementos metálicos del siguiente período. Sus electronegatividades son menores que las de los anteriores elementos, y la del magnesio es mayor que la del sodio por estar situado más a la derecha que éste. Por tanto, el orden pedido es: F > O > N > C > B > Mg > Na. 7 Explica las variaciones de electronegatividad y de radio atómico de los elementos del cuarto período. El radio atómico disminuye desde K (Z = 9) hasta Br (Z = ). En el último elemento del período se produce un aumento del radio debido a que adquiere una configuración electrónica completa, teniendo en cuenta, además, que los radios atómicos de los gases nobles, que no se unen a otros átomos, son difíciles de comparar con los radios del resto de los elementos. La variación es mucho más acusada entre los elementos normales (K, Ca, Ga, Ge, As, Se y Br) que entre los elementos de transición ya que, en éstos, el electrón diferenciador se añade a un orbital interno y no se debe esperar que afecte en gran medida al radio. Al pasar del Zn al Ga, se produce un aumento brusco del radio, pues se inicia la disposición de electrones en los orbitales 4p, externos a los d, llenados por los elementos de transición. 7 Ordena de mayor a menor energía de ionización las siguientes especies H, Li, Li +. Los números atómicos de sus átomos neutros son: H (Z =) y Li (Z =). El ion Li + mostrará mayor resistencia a perder su único electrón que el H, ya que, aún teniendo ambos un solo electrón en un orbital s, el del Li + está bajo la atracción de un núcleo con tres protones, mientras que el del H está bajo la atracción de un único protón. En cambio, Li puede perder más fácilmente un electrón que H, puesto que se trata de un electrón s y estará más alejado del núcleo que un electrón s, como corresponde al único electrón del ion Li +. Por tanto, el orden es: Li + > H > Li 74 Dados: ion cloruro, ion sodio y neón. a) Escribe su configuración electrónica. b) Justifica cuál tendrá un radio mayor. c) Razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón. Datos: Z(Cl) = 7; Z(Na) = ; Z(Ne) = 0 a) Las configuraciones electrónicas son: Cl : s s p s p 7 0 Na Ne : s : s s s p p b) El ion cloruro tendrá mayor radio, puesto que tiene electrones en la capa n =. Aunque el sodio neutro tenga un electrón en esa capa, y dentro de un mismo período los elementos con menor número atómico tengan un radio mayor, el ion sodio no tiene ese electrón, y por lo tanto su radio es menor. c) Será más fácil arrancarle un electrón al ion cloruro, por la razón anterior. 7 Justifica la pequeña disminución correspondiente a la energía de ionización entre el nitrógeno ( 400 kj/mol) y el oxígeno ( 0 kj/mol), y entre el berilio (900 kj/mol) y el boro (799 kj/mol). El N (s s p ) presenta una estabilidad adicional al tener los orbitales p semillenos; en cambio, el O posee un electrón más (s s p 4 ) y la pérdida de éste será ligeramente más fácil. Del mismo modo, el Be (s s ) presenta una estabilidad adicional al completar el orbital s, mientras que el B tiene su electrón diferenciador situado en un orbital p (s s p ).

16 7 Sabiendo que las tres primeras energías de ionización, medidas en ev, del Na y del Mg son: Na Mg EI, 7, EI 47,,0 EI 7,7 80, Explica razonadamente por qué: a) Para un mismo elemento aumentan las sucesivas energías de ionización. b) La mayor diferencia entre ellos ocurre en el sodio entre EI y EI, mientras que en el magnesio ocurre entre EI y EI. La energía de ionización es la energía necesaria que hay que comunicar a un átomo para arrancarle su electrón más externo. Por ello, tal y como indican los datos en cada caso, a medida que se van perdiendo electrones se produce un defecto de carga negativa, por lo que los electrones restantes están más fuertemente atraídos por los protones del núcleo y cuesta comparativamente más quitar el º electrón, luego el º, y así sucesivamente. b) Las mayores diferencias se producen, en ambos casos, cuando procedemos a quitar el electrón de cambio de capa, pues entonces disminuye la distancia al núcleo, por lo que la fuerza de atracción, que es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia (según la ley de Coulomb), aumenta considerablemente, provocando un incremento mayor en los valores energéticos. Esto se produce al quitar el º electrón al sodio y el º al magnesio, pues en ambos casos pasamos de la ª capa a la ª. 77 Explica por qué el hierro (Z = ) tiene un radio atómico más pequeño que el escandio (Z = ), aunque tiene más protones, más neutrones y más electrones. Las configuraciones electrónicas de ambos son: Fe (Z = ): s s p s p 4s d Sc (Z = ): s s p s p 4s d Ambos elementos pertenecen al 4º período de la tabla. Dentro de un mismo período, el radio atómico disminuye a medida que aumenta el número atómico (de izquierda a derecha). Esto es así porque los electrones que un elemento tiene de más, respecto a otros elementos anteriores, son colocados en orbitales de un mismo nivel e, incluso, en orbitales de niveles anteriores (orbitales d o f), de modo que el número mayor de electrones no corresponde a una mayor distancia de éstos al núcleo. Sin embargo, si que crece la fuerza con la que son atraídos por núcleos cada vez más positivos (con mayor número de protones) con lo que el radio atómico no sólo no aumenta, sino que disminuye. Éste es el caso del hierro y del escandio.

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