[Química 2º Bachillerato] Ejercicios + Soluciones: Sistema periódico de los elementos

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Química

Sistema periódico de los elementos

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1 Define brevemente las propiedades periódicas de los elementos químicos: volumen atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica.

Son un conjunto de propiedades de los elementos que varían de uno a otro según el orden en el que están colocados en la tabla periódica. Aunque en la mayoría de las propiedades químicas puede hallarse un reflejo de la ordenación periódica, las que mejor correlación muestran son las citadas en el enunciado. Se describirá su variación a lo largo de grupos y periodos, justificando algunas anomalías conocidas. (Véanse las páginas 60-67 del libro del alumno.) 2 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:

a) 1s2 2s2 2p1

c) 1s2 2s2 2p6 3s2

b) 1s2 2s2 2p5 3s2

d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 6 4s2

Indica cuáles corresponden a átomos en su estado fundamental, cuáles a estados excitados y cuáles son imposibles. Razona la respuesta. • Los átomos de los apartados a, c y d se encuentran en su estado fundamental. Los electrones están dispuestos siguiendo estrictamente el orden de energía creciente. Se cumple en todo momento la regla de Madelung sobre la disposición de los electrones. Se trata del boro (a), magnesio (c) y hierro (d). En este último caso, el orden energéticamente correcto de su configuración electrónica sería: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. • La configuración b representa un estado excitado. Un electrón se encuentra situado en un nivel energético superior, 3s, sin que hayan sido completados los orbitales 2p, que son energéticamente inferiores. El estado fundamental correspondiente sería: 1s2 2s2 2p6 3s1 y correspondería a un metal alcalino, concretamente, al sodio. El estado activado que se presenta es, además, muy poco probable puesto que no corresponde al electrón más externo del átomo en cuestión. • Ninguna de ellas es estrictamente imposible, pues en ninguna se violan reglas fundamentales como el principio de exclusión de Pauli. 3 Describe brevemente la variación de las propiedades periódicas de los elementos. De forma cualitativa, aplícala a tres elementos del grupo de los alcalinos (I A) y del grupo de los halógenos (VII B).

Se definirán las propiedades periódicas como un conjunto de propiedades de los elementos que varía de uno a otro siguiendo el orden en el que están colocados en la tabla periódica. Asimismo, se definirán el potencial de ionización, la afinidad electrónica y el radio atómico, y se comentará su variación para los tres primeros elementos de los metales alcalinos y de los halógenos. Se comentarán brevemente otras propiedades como el radio iónico (los ejemplos de alcalinos y halógenos son muy apropiados), la electronegatividad, el punto de fusión o la densidad. (Véanse las páginas 59-64 del libro del alumno.) 4 Conocido el número de electrones de los elementos A(2), B(11), C(9), D(12) y E(13), justifica el elemento que:

a) Corresponde a un gas noble. b) Es el más electronegativo. c) Es un metal alcalino. d) Presenta valencia 3. e) Puede formar un nitrato cuya fórmula es X(NO3)2. © Grupo Editorial Bruño, S. L.

2/Sistema periódico de los elementos

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Química a) 2A representa un gas noble. Su configuración electrónica posee un nivel completo: 1s2. Se trata del helio, He. b) 9C es el elemento más electronegativo. Su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p5, que corresponde a un elemento situado al final del segundo periodo, a falta de un solo electrón para completar su nivel energético, hecho que induce una gran avidez por la captura de electrones. Se trata del flúor, el elemento más electronegativo del sistema periódico. c)

11B

tiene la configuración electrónica: 1s2 2s2 2p63s1. Se trata del sodio, Na.

d) 13E es un elemento situado en el tercer periodo, en el grupo 13 o IIIA según muestra su configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. Se trata del aluminio, que puede perder tres electrones de valencia adquiriendo la configuración electrónica de gas noble; Al3+: 1s2 2s2 2p6. e) 12D es un elemento cuya configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2. Se trata del magnesio, un metal alcalinotérreo que puede ionizarse por pérdida de dos electrones; Mg2+: 1s2 2s2 2p6. El ion Mg2+ puede formar el nitrato magnésico: Mg(NO3)2. 25 5 a) Define número atómico y número másico y explica la diferencia entre los dos nucleidos siguientes: 23 11Na y 11Na.

b) Indica el grupo y el periodo de la tabla periódica a los cuales pertenecen los elementos de número atómico 16 y 20. ¿Qué carga llevan los iones presentes en el sólido cristalino formado por la reacción entre estos dos elementos? a) • El número atómico es igual al número de protones presentes en el núcleo (e igual al número de electrones en un átomo que sea eléctricamente neutro). • El número másico es igual al número de protones más el número de neutrones. 25 • Los dos nucleidos citados (23 11Na y 11Na) son isótopos del elemento sodio. Ambos presentan 11 25 protones en el núcleo, pero 23 11Na contiene 12 neutrones mientras que 11Na, 14.

b) •

16X:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Grupo 16 (VIA), anfígenos; periodo III. Se trata del azufre, S.

• 20Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Grupo 2 (IIA), alcalinotérreos; periodo IV. Se trata del calcio, Ca. • 16X tendrá tendencia a ganar dos electrones y adquirir la configuración 16X2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. • 20Y tendrá tendencia a perder dos electrones y adquirir la configuración 20Y2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. • Entre ambos se podrá establecer un enlace iónico: Ca2+ S2–. 6 En relación a la colocación de los elementos en la tabla, indica:

a) ¿Qué grupos son los que solo tienen electrones de valencia en orbitales s? b) ¿Cómo varía la electronegatividad en los elementos no metálicos? c) ¿Dónde se sitúan los elementos lantánidos y actínidos? d) ¿Qué características poseen los elementos de transición (o del bloque d) con respecto a sus estados de oxidación? a) Alcalinos y alcalinotérreos. b) Aumenta desde la izquierda hacia la derecha y desde abajo hacia arriba de la tabla periódica. c) Se sitúan entre los elementos s y los elementos d, aunque normalmente se representen separados del resto de la tabla para dar a esta un formato más compacto y manejable. d) Presentan una gran variedad de estados de oxidación. Los elementos de los extremos de los periodos de transición presentan pocos estados de oxidación, mientras que los elementos centrales disponen de muchos más. La causa está en el mayor número de electrones desapareados en estos elementos centrales. Los estados de oxidación altos solo pueden existir en compuestos donde el metal se une a elementos muy electronegativos, como el oxígeno o el flúor. 7 Los elementos A, B, C y D tienen los números atómicos 13, 17, 19 y 35. Indica:

a) Sus notaciones o configuraciones electrónicas. b) ¿Cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles pertenecen al mismo periodo de la tabla periódica? c) ¿Cuáles se pueden combinar entre sí formando compuestos iónicos? Justifica la respuesta. © Grupo Editorial Bruño, S. L.

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Química a) •

13A:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

•

19C:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

•

17B:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

•

35D:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) • A: periodo III, grupo 13. • B: periodo III, grupo 17.

• C: periodo IV, grupo 1. • D: periodo IV, grupo 17.

A y B son ambos del tercer periodo, mientras que C y D lo son del cuarto. B y D son del mismo grupo, ambos son halógenos. c) A y C tenderán a perder electrones y a adquirir un número de oxidación positivo: •

3+ 13A :

1s2 2s2 2p6

•

+ 19C :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

En cambio, B y D tenderán a ganar electrones y a adquirir un número de oxidación negativo: •

– 17B :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

•

– 35D :

1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Por tanto, existe la posibilidad de que se formen compuestos iónicos de A con B o D y también de C con B o D: AB3, AD3, CB y CD. Los elementos A, B, C y D son Al, Cl, K y Br, respectivamente. 8 Justifica razonadamente:

a) Si es mayor la primera o la segunda energía de ionización del átomo de magnesio. b) Si es mayor la primera o la segunda afinidad electrónica del oxígeno. a) La segunda es mayor, se requiere más energía para arrancar el segundo electrón que el primero, ya que, tras arrancar el primer electrón, el átomo se convierte en un ion positivo y de un radio menor que el del átomo neutro. Por consiguiente, el segundo electrón que se ha de arrancar se ve sometido a una fuerza de atracción mayor que la que sufriría en un átomo neutro. b) La segunda es mayor, se desprende (valor negativo) más energía en la adición del primer electrón que en la del segundo. La adición del segundo electrón debe hacerse venciendo las fuerzas de repulsión del ion negativo en el que se convierte el átomo tras la adición del primer electrón. 9 Dadas las configuraciones que corresponden a átomos neutros, A: 1s2 2s2 2p3; B: 1s2 2s2 2p5; C: 1s2 2s2 2p6; D: 1s2 2s2 2p6 3s1; E: 1s2 2s2 2p6 3s2:

a) Ordénalas de forma que aumente gradualmente el primer potencial de ionización, indicando la configuración electrónica de cada átomo ionizado. b) Indica el elemento cuyo segundo potencial de ionización es el más elevado e indica la configuración electrónica del átomo doblemente ionizado. c) Indica el elemento con mayor afinidad electrónica. d) Indica el elemento más electronegativo. e) Indica los elementos que presentan carácter metálico y ordénalos de mayor a menor. a) Tras la primera ionización, las configuraciones electrónicas resultantes serán: • A+: 1s2 2s2 2p2

• B+: 1s2 2s2 2p4

• C+: 1s2 2s2 2p5

• D+: 1s2 2s2 2p6

• E+: 1s2 2s2 2p6 3s1

Se debe entender que el potencial de ionización será más elevado cuanto: — Más interno sea el orbital que ocupa el último electrón (que es el que se extrae). — Más inestable sea el ion positivo resultante en lo que atañe a su configuración electrónica. En este sentido, se considerarán estables las configuraciones de niveles completos, a semejanza de las de los gases nobles. A la vista de las anteriores configuraciones de iones positivos, es de esperar que el orden de los primeros potenciales de ionización sea: D < E < A < B < C. b) A partir de las mismas consideraciones que en el apartado anterior, es previsible que el máximo segundo potencial de ionización corresponda al elemento D, cuya segunda ionización le supone la pérdida de la configuración de gas noble que había alcanzado en la primera ionización. La configuración electrónica para el ion divalente positivo sería D2+: 1s2 2s2 2p5. © Grupo Editorial Bruño, S. L.


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Química c) La afinidad electrónica corresponde a la energía que acompaña la adición de un electrón por parte de un átomo gaseoso. Esta energía será negativa en el caso de que se desprenda y positiva en el caso de que haya que administrarla para la adición del electrón. Si se pide la energía más elevada desprendida, este valor correspondería al elemento B (se trata del flúor), al cual solo le falta un electrón para adquirir una configuración electrónica estable de gas noble. Por ello, la adición de este electrón conduce a una situación de gran estabilidad y a un gran desprendimiento energético. d) El elemento más electronegativo es igualmente el B. El flúor es el elemento más electronegativo del sistema periódico. e) Los elementos metálicos del enunciado son el D y el E. Sus configuraciones electrónicas muestran que se trata de un elemento alcalino y de un alcalinotérreo, respectivamente (Na y Mg). El carácter metálico es D > E, ya que el primero está situado más hacia la izquierda de la tabla periódica. 10 Indica la configuración electrónica, la posición en el sistema periódico y el carácter metálico y oxidante del átomo 112 48X.

•

112 48X:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10

• Se trata de Cd, un metal de transición del periodo V y del grupo 12. • Tiene características metálicas y reductoras débiles. 11 Indica razonadamente el número de elementos del cuarto periodo del sistema periódico.

En el cuarto periodo se sitúan los elementos cuyo número cuántico principal n puede tomar como valor máximo n = 4. Siguiendo la regla de Madelung, el orden de llenado y el número de electrones en los primeros orbitales son: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6. Por tanto, en este periodo, se sitúan: — 2 elementos que llenan los orbitales 4s. — 10 elementos que llenan los orbitales 3d. — 6 elementos que llenan los orbitales 4p. En total: 18 elementos. 12 Tres elementos tienen de número atómico 19, 35 y 54, respectivamente. Indica:

a) Sus estructuras electrónicas. b) Su grupo y periodo. c) ¿Cuál tiene mayor afinidad electrónica? d) ¿Cuál tiene menor potencial de ionización? a) •

19X:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

•

35Y:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

•

54Z:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

b) •

19X:

grupo 1, periodo IV.

•

35Y:

grupo 17, periodo IV.

•

54Z: grupo 18, periodo V.

c)

35Y,

que es el Br, tiene la mayor afinidad electrónica.

d) 19X, que es el K, tiene el menor potencial de ionización. 13 Escribe la configuración en estado fundamental de:

a) Un elemento con tres electrones en un orbital p. b) Un elemento de transición. c) Un alcalinotérreo. d) Un elemento del grupo 18. © Grupo Editorial Bruño, S. L.

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Química ¿Cuáles tienen electrones desapareados? a) N: 1s2 2s2 2p3

c) Be: 1s2 2s2

b) Zn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 d) Ne: 1s2 2s2 2p6 De los ejemplos anteriores, solo el N tiene electrones desapareados, ya que presenta el subnivel 2p incompleto y, en cumplimiento del principio de multiplicidad o regla de Hund, sus tres electrones 2p estarán situados cada uno en un orbital. Es decir, su configuración será N: 1s2 2s2 2p1x 2p1y 2p1z. El resto de elementos posee niveles o subniveles completos donde el desapareamiento no es posible. 14 Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e iones: F (Z = 9), S2– (Z = 16), Rb+ (Z = 37), Xe (Z = 54) y Ba2+ (Z = 56). Justifica brevemente su fundamento teórico.

• F:

1s2 2s2 2p5

• Xe:

• S2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

• Ba2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

• Rb+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 Los electrones se disponen en su configuración de estado fundamental, siguiendo la regla de Madelung. Los iones representan estados en los que los átomos han ganado o perdido electrones hasta adquirir configuración de gas noble. El Ba2+ resulta isoelectrónico con el Xe. 15 a) Escribe las configuraciones electrónicas en su estado fundamental de: nitrógeno, argón, magnesio, hierro, ion hierro (II) e ion hierro (III).

b) Indica e identifica los electrones desapareados que existen en cada uno de los átomos e iones del apartado a). a) • N: 1s2 2s2 2p3

• Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2

• Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

• Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 • Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

b) • Ar y Mg: no presentan electrones desapareados, pues sus subniveles están totalmente llenos. • N: están desapareados los tres electrones de los orbitales 2p. • Fe: hay cuatro electrones desapareados y dos apareados en los orbitales 3d. • Fe2+: hay cinco electrones desapareados en los orbitales 3d y uno en el orbital 4s. • Fe3+: hay cinco electrones desapareados en los orbitales 3d. 16 Dados 199 A y 56 26B, indica:

a) Cuántos protones y neutrones tienen sus núcleos. b) Su número atómico y su configuración electrónica. c) Un isótopo de cada uno de ellos. a) • b) • c) •

19 9 A: 9 19 9 A (Z 20 9A

protones y 10 neutrones.

•

= 9): 1s2 2s2 2p5

• •

56 26B: 26 protones y 30 neutrones. 56 2 2 6 2 6 2 26B (Z = 26): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 56 26B

3d6

17 Dados los elementos A, B y C de números atómicos 11, 13 y 17, respectivamente, indica:

a) Su configuración electrónica. b) El número de electrones en su capa de valencia. c) La naturaleza de los enlaces de los compuestos A—C, C—C y B—B. a) •

2 11A:1s

2s2 2p6 3s1

•

13B:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

•

17C:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

b) • A: 1 electrón.

• B: 3 electrones.

• C: 7 electrones.

c) • A—C: iónico.

• B—B: metálico.

• C—C: covalente.

© Grupo Editorial Bruño, S. L.


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Química 18 Explica cómo varía el radio atómico de los metales alcalinos. Razona la respuesta.

El radio crece al descender por el grupo (Li < Na < K < Rb < Cs < Fr), porque, al pasar de un periodo a otro, aumenta el número cuántico principal del último electrón. Según el modelo de Bohr, el radio de las órbitas es directamente proporcional al cuadrado de dicho número cuántico principal (r = n2K). La fuerza de atracción del núcleo decrece según la ley de Coulomb con el cuadrado de la distancia y, como esta, lo hace según el cuadrado del número cuántico principal (r = n2K). De todo ello resulta que la fuerza de atracción sobre el último electrón de los metales alcalinotérreos disminuye al pasar de un periodo a otro en un factor elevado a la cuarta potencia, mientras que la carga del núcleo crece solo linealmente y no puede en modo alguno compensar la disminución. Por otra parte, los electrones externos son protegidos a causa de la acción del núcleo por parte de los otros electrones. 19 Tres elementos tienen números atómicos iguales a 19, 35 y 54, respectivamente. Indica:

a) Sus estructuras electrónicas. b) Grupo y periodo a los que pertenecen. c) Cuál es el de mayor afinidad electrónica. d) Cuál es el de menor potencial de ionización. a) •

19X:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

•

35Y:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

•

54Z:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

b) •

19X

= K: IV periodo, grupo 1, metales alcalinos.

•

35Y

= Br: IV periodo, grupo 17, halógenos.

•

54Z

= Xe: V periodo, grupo 18, gases nobles.

c) • Br es el elemento de mayor afinidad electrónica (entendida como negativa o como energía desprendida, pues la de Xe es positiva, ya que debe ser administrada en la adición forzada del electrón). d) • K es el que cede más fácilmente un electrón. 20 Ordena los siguientes átomos e iones según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S2–, K+,Cl–, Li+.

Li+ tiene la configuración 1s2 y es el menor. El resto de especies tiene la configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Por ello, sus tamaños dependen del número de protones del núcleo. Cuanto más positivo sea el núcleo, mayor será la fuerza con la que atraiga a los electrones situados a su alrededor y menor será el radio del átomo o ion. El orden será: Li+ < K+ < Ar < Cl– < S2– 21 Define el principio de exclusión de Pauli.

El principio de exclusión de Pauli afirma que, en un mismo átomo, no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. (Véase la página 49 del libro del alumno.) 22 Dados A: ion cloruro, B: ion sodio, y C: neón.

a) Escribe su configuración electrónica en esquema de celdas y flechas para la capa de valencia. b) Justifica cuál tendrá un radio mayor. c) Razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón. Datos: ZCl = 17; ZNa = 11; ZNe = 10. a) • • •

– 2 17Cl : 1s + 2 11Na : 1s 2 10Ne: 1s

2s2 2p6 3s2 3p6 2s2 2p6 2s2 2p6 © Grupo Editorial Bruño, S. L.

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Química

Todos ellos tienen su última capa electrónica completa:

LM

LM LM LM

s

p

b) • Cl–, ya que pertenece a un periodo superior de la tabla. c) • Será más fácil arrancarle un electrón a Cl–, por la misma razón anterior. 23 Identifica los siguientes elementos a partir de sus configuraciones electrónicas:

a) 1s2 2s1

b) 1s2 2s2 2p3

c) [Ne]3s2 3p1

d) [Ar]4s2

a) 1s2 2s1. II periodo, grupo 1 o I A (metales alcalinos). Se trata de litio, Li. b) 1s2 2s2 2p3. II periodo, grupo 15 o V A (nitrogenoideos). Se trata de nitrógeno, N. c) [Ne] 3s2 3p1. III periodo, grupo 13 o III A (boroideos). Se trata de aluminio, Al. d) [Ar] 4s2. IV periodo, grupo 2 o II A (metales alcalinotérreos). Se trata de calcio, Ca. 24 Considera el elemento cuyo Z es igual a 36.

a) ¿Cuál es su configuración electrónica? b) ¿Cuál es su situación en el sistema periódico? c) ¿Qué tipos de enlace puede presentar en sus uniones? d) Compara su electronegatividad con la de los elementos bromo y cesio. a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 b) Kr, gas noble del periodo IV. c) No forma habitualmente enlaces, solo excepcionalmente algunos enlaces covalentes con los elementos más electronegativos que, aun así, resultan muy inestables. d) La electronegatividad de los gases nobles resulta difícil de comparar con la de otros elementos debido a su baja reactividad. No obstante, sí que puede establecerse a partir de valores de potencial de ionización y de afinidad electrónica calculados experimentalmente. Como es de suponer, el potencial de ionización será muy elevado, tal y como corresponde al elemento que cierra el periodo, mientras que la afinidad electrónica resulta ligeramente positiva debido a la inestabilidad que comporta la admisión de un electrón adicional en su configuración electrónica. Globalmente, la electronegatividad del Kr es mucho mayor que la del Cs y algo mayor que la del Br. 25 Enuncia el principio de exclusión de Pauli. ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede haber en los orbitales 3d? ¿Y en los 5p? Razona la respuesta.

• El principio de exclusión afirma que, en un mismo átomo, no pueden existir dos electrones que posean los cuatro números cuánticos iguales. Como consecuencia del principio de exclusión, en cada orbital caben solo dos electrones que se diferencian en el número cuántico de spin (+1/2 y –1/2 ). En cada subnivel hay 2ᐉ + 1 orbitales. Por tanto, el número de electrones será: 2(2ᐉ + 1). • En este caso, en los orbitales d, ᐉ = 2. El número de electrones será 10. • En los orbitales p, ᐉ = 1. El número de electrones será 6. 26 Dados los elementos A, B, C y D de números atómicos 9, 11, 17 y 20, respectivamente:

a) Escribe su configuración electrónica. b) Razona el tipo de enlace que se dará en: A—A, C—D. c) ¿Qué estequiometría presentarán los dos compuestos anteriores? Razona la respuesta. a) • 9A: 1s2 2s2 2p5 •

11B:

1s2 2s2 2p6 3s1

•

17C:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

•

20D:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2



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Química b) • En A—A se dará un enlace covalente al compartir un par de electrones. • En C—D se dará un enlace iónico entre los iones C– y D2+. c) • A formará moléculas A2. • C y D formarán un sólido cristalino de fórmula DC2. Se trata de los elementos: A = F, B = Na, C = Cl, D = Ca. 27 En la misma columna del sistema periódico se encuentran, dispuestos por orden creciente de número atómico: cloro, bromo, yodo. El número atómico del cloro es 17.

a) Escribe la configuración electrónica de los tres elementos. b) Define el potencial de ionización de un elemento químico y asigna, razonadamente, cada uno de los tres valores siguientes a cada uno de los tres elementos anteriores: 10,4 eV; 11,8 eV; 13,0 eV. c) Define afinidad electrónica de un elemento químico y atribuye a los tres elementos anteriores los valores: 3,06; 3,36 y 3,61 eV. a) •

17Cl:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

• Br:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

• I:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5

Las configuraciones electrónicas de I y Br se deducen de la de Cl, pues, al pertenecer al mismo grupo, deben poseer el mismo número de electrones en el mismo tipo de orbitales del último nivel. En este caso, deben ser ns2 np5. b) El potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. El potencial de ionización disminuye al descender por un grupo de la tabla periódica, por lo que será: • I: 10,4 eV

•Br: 11,8 eV

•Cl: 13,0 eV

c) La afinidad electrónica es la energía que acompaña la adición de un electrón a un átomo en estado gaseoso. La afinidad electrónica también disminuye al descender por un grupo de la tabla periódica, por lo que será: • I: 3,06 eV

• Br: 3,36 eV

• Cl: 3,61 eV

28 a) ¿Cómo definirías la afinidad electrónica? Describe el concepto mediante una ecuación. Sugiere una razón que explique la disminución en los valores de la afinidad electrónica al pasar del Li al Be.

b) Justifica la pequeña disminución correspondiente a la energía de ionización entre el nitrógeno (1 400 kJ/mol) y el oxígeno (1 310 kJ/mol), y entre el Be (900 kJ/mol) y el B (799 kJ/mol). a) La afinidad electrónica es la energía que acompaña a la adición de un electrón a un átomo en estado gaseoso: B + e → B– + ΔE Be tiene una estabilidad adicional respecto al Li, al tener completo el orbital 2s. b) • N también presenta una estabilidad adicional, respecto al Li, al tener los orbitales 2p semillenos. En cambio, O posee un electrón más (1s2 2s2 2p4) y la pérdida de este será ligeramente más fácil. • Del mismo modo, Be presenta una estabilidad adicional al completar el orbital 2s, mientras que B tiene su electrón diferenciador situado en un orbital 2p. 29 ¿Cómo varía el potencial de ionización en la tabla periódica de los elementos?

Aumenta hacia la derecha de un periodo, puesto que el último electrón de cada elemento de un periodo está colocado en el mismo nivel energético (tienen en común el mismo valor del número © Grupo Editorial Bruño, S. L.

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Química cuántico principal más elevado), pero la carga eléctrica positiva del núcleo es cada vez mayor y, por tanto, también es mayor la atracción ejercida sobre los electrones. Al descender por un grupo, las energías de ionización disminuyen, ya que el último electrón de cada átomo está situado progresivamente más lejos, de modo que la atracción del núcleo es cada vez menor y resulta más fácil de arrancar; además, el apantallamiento de los otros electrones es también cada vez mayor. (Véase la página 60 del libro del alumno.) 30 Indica, en cada caso, el elemento que corresponde a la característica reseñada:

a) Su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. b) Es el alcalino de mayor tamaño. c) Es el elemento del grupo del nitrógeno con mayor energía de ionización. d) Es el elemento cuyo ion positivo posee la configuración [Kr]4d 6. a) Azufre,

16S:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

b) Francio. Pertenece al séptimo periodo. c) Nitrógeno. Es el primer elemento del grupo. d) Rutenio. Si un ion A2+ tiene por configuración: [Kr] 4d6, el átomo neutro que poseerá dos electrones más será [Kr] 5s2 4d6 que corresponde al sexto elemento de transición del quinto periodo, para el cual se ha comprobado, por medidas espectroscópicas, que su configuración corresponde, en realidad, a [Kr] 5s1 4d7. 31 Dados dos elementos, uno con Z = 35 y otro con una configuración 4s2 para su electrón de mayor energía, indica su posición en la clasificación periódica, sus valencias más probables y cuál de ellos tiene mayor potencial de ionización y mayor radio atómico.

•

35X

= Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Es un halógeno del cuarto periodo. Se trata de Br. Los estados de oxidación más probables son los correspondientes a configuraciones electrónicas estables: –1, +1, +3, +5, +7. Todos ellos presentan subniveles energéticos completos. •

20Y

= Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Es un alcalinotérreo del cuarto periodo. Se trata de Ca. Su único número de oxidación estable es +2. Con la pérdida de dos electrones adquiere configuración estable de gas noble. Ambos elementos pertenecen al cuarto periodo pero están situados a un extremo y otro del periodo. Ca tiene mayor radio atómico porque posee un núcleo de menor carga positiva (20 protones frente a los 35 protones de Br), con lo cual, la atracción sobre los últimos electrones es menor que en el caso de Br. Por la misma razón, en Ca es más fácil arrancar alguno de sus electrones más externos y, por consiguiente, su potencial de ionización es menor que el de Br. 32 Enuncia el principio de máxima multiplicidad de Hund. Explica algún ejemplo.

La regla de Hund indica que, dentro de cada subnivel, los electrones deben colocarse ocupando el mayor número de orbitales posible y evitando formar parejas en un mismo orbital, mientras se pueda. Por ejemplo, para el caso del N: 1s2 2s2 2p3. La regla de Hund indica que la disposición en los orbitales debe ser: LM 2s

L

L 2p

L

en lugar de:

LM

LM L

2s

2p

33 Identifica cada una de las configuraciones electrónicas con sus elementos correspondientes:

a) 1s2 2s2 2p3 b) 1s2 2s2 2p2 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 © Grupo Editorial Bruño, S. L.


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Química d) 1s2 2s2 2p4 Razona los estados de oxidación más estables de dichos elementos. a) N: 1s2 2s2 2p3. El estado de oxidación –3 corresponde a la ganancia total o parcial de tres electrones hasta completar los orbitales 2p. El resto de estados de oxidación que presenta N (+1, +2, +3, +4, +5) corresponden a pérdidas totales relativas de los cinco electrones del segundo nivel, que es el más externo para él. b) C:1s2 2s2 2p2. El estado de oxidación +2 corresponde a la situación en la que comparte con elementos más electronegativos los dos electrones 2p que muestra en su configuración elemental. El estado de oxidación +4 corresponde a aquella en la que comparte cuatro electrones y que se produce previamente a la promoción de un electrón 2s a un orbital 2p, con lo que resulta una configuración C: 1s2 2s1 2p3. c) P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. P presenta, al igual que N, un estado de oxidación –3 debido a la posibilidad de ganar o compartir ventajosamente tres electrones para completar su capa de valencia. Del mismo modo, presenta números de oxidación positivos que representan estados de pérdida relativa (por tratarse de enlaces covalentes) de sus electrones. Existen menos estados de oxidación positivos (+1, +3, +5) que en el N y significan combinaciones estables obtenidas al quedar electrónicamente con los niveles semicompletos: P(+1): 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3; P(+3): 1s2 2s2 2p6 3s2; P(+5): 1s2 2s2 2p6. d) O:1s2 2s2 2p4. Debido a su elevada electronegatividad, el oxígeno solo presenta estado de oxidación negativo (–2). Concretamente, el que corresponde a la captura del número de electrones que faltan para completar su estructura electrónica. Se conoce otro número de oxidación distinto (–1) en los peróxidos, en los que se produce una unión entre dos átomos de oxígeno (—O—O—). 34 Dados los elementos de número atómico 19, 20, 3 y 35:

a) Escribe sus configuraciones electrónicas. b) Define energía de ionización y compara la de los elementos 3 y 19. c) Define electroafinidad y compara la de los elementos 20 y 35. d) Compara el radio atómico de los elementos 3 y 19. a) •

19X:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

• 3Z: 1s2 2s1

•

20Y:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

•

35Q:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. Disminuye al descender por un grupo de la tabla periódica. La de 3Z es mayor que la de 19X porque el electrón que se va a arrancar pertenece a capas mucho más cercanas al núcleo. c) La afinidad electrónica es la energía que acompaña a la adición de un electrón a un átomo en estado gaseoso. Crece de izquierda a derecha de la tabla periódica. La de 20X es menor que la de 35X, por tratarse el primero de un metal situado en el extremo izquierdo de la tabla periódica, mientras que el segundo es un halógeno al cual solo le falta un electrón para completar su capa de valencia. d) El radio atómico de 3Z es menor que el de 19X, ya que 3Z es un elemento del segundo periodo, mientras que 19X lo es del cuarto. El último electrón está situado mucho más lejos del núcleo. 35 Define el concepto de electronegatividad. Explica su variación en la tabla periódica. Comenta alguna aplicación de este concepto.

Se definirá la electronegatividad según Mulliken y según Pauling. Se mostrará la importancia química de la escala de electronegatividades y de las magnitudes relacionadas con ella. Se estudiará su variación a través de los grupos y periodos, junto con las irregularidades más destacadas. (Véase la página 62 del libro del alumno.) 36 Explica las características de la tabla periódica en términos de la configuración electrónica. ¿Qué entiendes por «propiedades periódicas»? Elige dos propiedades periódicas, defínelas y explica su variación a lo largo de un grupo y de un periodo. © Grupo Editorial Bruño, S. L.

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Química Se explicará la configuración característica de un grupo y de un periodo. Se especificarán las configuraciones características de las distintas familias de la tabla. Respecto a las propiedades que varían regularmente según la tabla, se definirá radio atómico y potencial de ionización. Se escogerá la variación a lo largo de un periodo que permita analizar la implicación de los orbitales d y f. (Véanse las páginas 51-53 y 59-64 del libro del alumno.) 37 La energía de ionización del litio es 517,4 kJ/mol.

a) Define energía de ionización. b) Calcula la longitud de onda máxima de una radiación capaz de ionizar átomos de litio en estado fundamental. Datos: h = 6,63 · 10–34 J s; NA = 6 · 1023 mol–1; c = 3 · 108 m/s. a) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. b) La energía para ionizar un átomo sería: 517, 4 ⋅ 103 J/mol ⋅

E = hν = h

1 mol = 8, 6 ⋅ 10−19 J/átomos. 6 ⋅ 1023 átomos

c 3 ⋅ 108 m s = 6, 63 ⋅ 10−34 J s ⋅ = 8, 6 ⋅ 10−19 J ⇒ λ = 2, 31 ⋅ 10−7 m λ λ

38 a) Escribe las configuraciones electrónicas en estado fundamental de: nitrógeno, bromo, hierro e ion hierro (II), e indica cuántos electrones desapareados habrá en cada uno de ellos.

b) Si arrancamos un electrón a cada una de las siguientes especies: He, Li+, Be2+, ¿la energía para realizar el proceso será la misma en los tres casos? c) ¿La energía del orbital atómico 4s es menor que la del orbital atómico 3d en todos los elementos químicos? Razona la respuesta. a) • 7N:

1s2 2s2 2p3. Tres electrones desapareados.

•

35Br:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5. Un electrón desapareado.

•

26Fe: 2+ 26Fe :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Cuatro electrones desapareados.

•

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Seis electrones desapareados.

b) Las tres especies son isoelectrónicas: 2He = 3Li+ = 4Be2+: 1s2. Pero al tratar de arrancar un electrón de cada una de ellas, se necesitan diferentes energías porque en el núcleo de 2He hay dos protones, en el de 3Li+ hay tres y en el de 4Be2+ hay cuatro, con lo que la fuerza de atracción sobre el electrón que se arranca es distinta, aumentando en el orden citado. c) Aunque se suele considerar como norma general que la energía de los orbitales 4s es menor que la de los orbitales 3d, la relación entre ambas energías depende del propio llenado de los orbitales. En el potasio, 19K, el electrón diferenciador se sitúa en el orbital 4s, al igual que ocurre en el 20Ca. Pero una vez que comienzan a llenarse los orbitales 3d, los electrones situados en los 4s no pueden apantallarlos eficazmente contra la atracción del núcleo (dado que los orbitales 4s tienen mayor extensión espacial) y la energía de los orbitales 3d disminuye hasta situarse por debajo de la de los 4s. 39 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas: a) ns1; b) ns2 np1; c) ns2 np3; d) ns2 np6, identifica dos elementos de cada uno de los grupos anteriores y razona cuáles serán sus estados de oxidación más estables.

a) ns1: es la configuración común a todos los elementos alcalinos (grupo 1); Li, Na, K, Rb, Cs y Fr. Tenderán a perder un electrón para adquirir una configuración electrónica completa en su capa externa (que pasará a ser la inmediatamente anterior, n – 1). Por tanto, su número de oxidacion estable será +1. b) ns2 np1: es la configuración común a los elementos boroideos (grupo 13): B, Al, Ga, In, Tl. Tenderán a perder tres electrones para adquirir una configuración electrónica completa en su capa anterior a la de valencia (n – 1). Su número de oxidación estable será +3. © Grupo Editorial Bruño, S. L.


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Química c) ns2 np3: es la configuración común a los elementos nitrogenoideos (grupo 15): N, P, As, Sb, Bi. Tenderán a ganar tres electrones para adquirir una configuración electrónica completa en su capa de valencia. Por ello, su número de oxidación estable será –3. d) ns2 np6: es la configuración común a los gases nobles, excepto el He (grupo 18): Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Su capa de valencia posee la configuración más estable que se conoce. No manifiestan tendencia a ganar ni a perder electrones. 40 El átomo de yodo tiene 53 electrones y su número másico es 127. ¿Cuántos protones y neutrones tiene? ¿Cuál es su número atómico? 127 53I:

este átomo posee 53 protones y 127 – 53 = 74 neutrones. Su número atómico es 53.

41 a) Define el concepto de energía de ionización de un elemento.

b) Explica cómo varía esta propiedad en un grupo y en un periodo de la tabla periódica. c) Dados los elementos F, Ne y Na, ordénalos de mayor a menor energía de ionización. a) La energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo gaseoso (aislado de otros átomos) en su estado energético fundamental. b) Disminuye a medida que se desciende por el grupo, ya que los electrones externos están situados cada vez más lejos del núcleo y, aunque aumenta la carga eléctrica de este, el factor distancia resulta más importante. Se comprende a partir de la ley de Coulomb sobre la atracción 1 Z qe qe , donde eléctrica. Según esta, la atracción entre un núcleo y un electrón es: F = r2 4π ε 0 Z = número atómico, q = carga eléctrica del electrón y r = distancia entre el electrón y el núcleo. Además, la presencia de los electrones internos apantalla a los más externos, contrarrestando la atracción del núcleo. A lo largo de un periodo, la energía aumenta de izquierda a derecha, ya que la carga del núcleo es cada vez mayor, pero la distancia que separa los electrones del núcleo no crece, pues estos se sitúan en orbitales del mismo nivel. (Véanse las páginas 60 y 61 del libro del alumno.) Se presentan irregularidades al pasar de la configuración ns2 a ns2 np1 y al pasar de ns2 np3 a ns2 np4. c) El orden decreciente de energías es: EINe > EIF > EINa. Ne es el de mayor energía de ionización porque presenta una capa electrónica completa y muy estable. F no posee esta estabilidad y, además, tiene un protón menos en su núcleo. Na cede con mucha facilidad su electrón 3s1 y adquiere configuración de gas noble. 42 Escribe la configuración electrónica con el esquema de celdas y flechas para la capa de valencia de:

a) El elemento alcalino del IV periodo. b) El tercer elemento de la primera serie de transición. ¿Cuál de ellos tiene un radio atómico mayor? Razónalo. Las configuraciones electrónicas son: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 L 4s

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 LM

3d

4s

L 3d

El electrón más externo está situado en un orbital 4s en ambos casos. Por tanto, ambos átomos tendrían, en principio, el mismo radio. Pero el núcleo del elemento de transición, V, posee cuatro protones más que el del elemento alcalino, K, con lo que la atracción eléctrica sobre los electrones externos es mayor en el elemento de transición y tiene un radio menor. 43 Dados dos elementos, uno con Z = 35 y otro cuyos electrones de mayor energía poseen una configuración 4s2:

a) Indica su posición en el sistema periódico y sus valencias más probables. b) Explica cuál de ellos tiene mayor potencial de ionización y mayor radio atómico. © Grupo Editorial Bruño, S. L.

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Química a) El elemento con Z = 35 tendrá por configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5. Se trata de un elemento halógeno (grupo 17) del cuarto periodo: Br. Su valencia más probable es 1, pues, al ganar o compartir un electrón alcanzará estructura de gas noble. También son posibles las valencias 3, 5 y 7. Se entiende que el segundo elemento tiene una configuración electrónica que acaba en 4s2. Se trata de un metal alcalinotérreo (grupo 2) del cuarto periodo: Ca. Su única valencia probable es 2 con un número de oxidación positivo: +2, ya que, al perder dos electrones, alcanza una configuración completa de gas noble. Puede objetarse que existen otros elementos cuyos electrones de mayor energía son también electrones 4s2. Se trata de los metales de transición del cuarto periodo ya que, una vez lleno el orbital 4s, la energía de los 3d disminuye hasta hacerse menor, con la excepción del Cr y del Cu. b) Son elementos del mismo periodo. Por tanto, sus electrones externos están en el mismo nivel y deberían estar a una distancia similar del núcleo. Pero Ca tendrá un radio atómico mayor, pues el núcleo de Br posee una carga positiva mayor y ejerce más atracción sobre los electrones, contrayendo el volumen atómico. En cambio, el potencial o energía de ionización es mayor en Br, precisamente por la mayor carga nuclear que atrae más fuertemente a los electrones y dificulta su ionización. 44 Escribe la configuración electrónica de los elementos con Z = 30 y Z = 35. Sitúalos en la tabla periódica y razona qué tipo de enlace formarán consigo mismos y entre ellos.

• El elemento con Z = 30 tiene por configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Se trata de un elemento de transición (grupo 12) del cuarto periodo: Zn. Su valencia más probable es 2. • El elemento de Z = 35 tiene por configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5. Se trata de un elemento halógeno (grupo 17) del cuarto periodo: Br. Su valencia más probable es 1. • Son dos compuestos de diferente electronegatividad, Zn es un metal y Br es un no metal. Consigo mismo, Zn formará redes de átomos unidos mediante enlace metálico, mientras que Br formará moléculas diatómicas con átomos unidos por enlace covalente. • Si reaccionan el uno con el otro, formarán bromuro de cinc, ZnBr2, que será un compuesto iónico por su marcada diferencia de electronegatividades. 45 Identifica los elementos a los que corresponde cada una de las siguientes configuraciones electrónicas: [Kr]5s2, [Ar]3d10 4s2, [Ne]3s2 3p1, [Ar]3d10 4s2 4p4. Indica el periodo al que pertenece cada uno.

• [Kr]5s2: es un elemento alcalinotérreo del periodo V. Se trata del estroncio, Sr. • [Ar]3d10 4s2: es un elemento de transición del periodo IV. Se trata del cinc, Zn. • [Ne]3s2 3p1: es un elemento boroideo del periodo III. Es el aluminio, Al. • [Ar]3d10 4s2 4p4: es un elemento anfígeno del periodo IV. Es el selenio, Se. 46 a) Indica el número de protones, neutrones y electrones que hay en un átomo neutro del isótopo 17 del oxígeno (Z = 8).

b) ¿En qué especie se convertiría si se añadiese un neutrón a su núcleo? c) ¿Y si se eliminase un electrón de su corteza? d) ¿Y si se añadiese un protón más a su núcleo? a) En

17 8O

hay 8 protones, 8 electrones y 9 neutrones.

b) Si se añadiese un neutrón se convertiría en otro isótopo del oxígeno:

18 8O.

c) Si se eliminase un electrón se convertiría en un catión del mismo elemento:

17 + 8O .

d) Si se añadiese un protón se convertiría en un isótopo del siguiente elemento de la tabla: el

17 9F.

47 Enuncia los principios de exclusión de Pauli, el de máxima multiplicidad de Hund y el de construcción progresiva que regulan las configuraciones electrónicas de los elementos químicos. Aplícalos a los casos del oxígeno (Z = 8) y del ion óxido. © Grupo Editorial Bruño, S. L.


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Química • El principio de Pauli, referido a los electrones de un átomo, puede enunciarse de la siguiente manera: «En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.» • La regla de máxima multiplicidad de Hund indica la disposición preferible de los electrones en cada subnivel: «Mientras sea posible, los electrones se colocan solitarios en los orbitales de cada subnivel, evitando formar parejas en el mismo orbital.» • Los electrones de un átomo se colocan siempre ocupando los orbitales de menor energía. Su aplicación dará como resultado aquella disposición de electrones con la que el átomo tiene la menor energía posible, estado que se conoce como estado fundamental. Si se aplican estos principios al átomo de O y a su ion O2–, sus configuraciones electrónicas serán: 8O:

1s2 2s2 2p2x 2p1y 2p1z LM

ML L

2s

2p

2– 2 8O :1s

L

2s2 2p2x 2p2y 2p2z LM

LM ML LM

2s

2p

48 Un átomo neutro tiene 13 electrones.

a) Escribe su configuración electrónica, indicando de qué elemento se trata. b) ¿A qué grupo y a qué periodo pertenece? c) ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos para los electrones de su última capa? a) 13Z: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. Se trata del aluminio, Al. b) Pertenece al tercer periodo y al grupo de los boroideos (grupo 13 o III A). c) Los electrones de su última capa son: 3s2 3p1. Sus números cuánticos son: 3s2: 1

3p :

n=3

ᐉ=0

m=0

s = +1/2

n=3

ᐉ=0

m=0

s = –1/2

n=3

ᐉ=1

m = –1

s = +1/2

(En este caso también podría ser m = 0, m = +1 y s = –1/2.) 49 Dados tres elementos del sistema periódico A, B y C, de números atómicos 8, 16 y 19, respectivamente:

a) Escribe su configuración electrónica. b) Indica el elemento cuyo primer potencial de ionización es mayor. c) Indica el tipo de enlace y dos propiedades características de los compuestos formados por los elementos A y B. a) • 8A: 1s2 2s2 2p4 •

16B:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

•

19C:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

b) El elemento con mayor energía de ionización es A, ya que sus electrones son de un nivel más interno que los de B a pesar de estar situados en orbitales del mismo tipo (se trata de los dos primeros elementos del grupo de los anfígenos, es decir, O y S). C tendrá una energía de ionización muy baja por ser un metal alcalino (es K) que adquiere configuración de gas noble con la pérdida de un electrón. c) A y B son, como se ha dicho, elementos no metálicos del grupo de los anfígenos. Entre ellos establecerán un enlace covalente polarizado hacia el O. Formarán moléculas discretas. Sus compuestos serán gaseosos a temperatura ambiente (SO2 y SO3). Tendrán carácter ácido. 50 a) Escribe las configuraciones electrónicas del Mg (Z = 12) y del Al (Z = 13).

b) Basándote en ellas, justifica si es de esperar la existencia de los iones Mg3+ o Al3+ en algún compuesto sencillo. a) • •

12Mg:

1s2 2s2 2p6 3s2

13Al:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

b) • Según las configuraciones anteriores, para Mg no se puede esperar la formación de Mg3+ pero sí la formación de Mg2+, con lo que el magnesio adquiriría un octeto completo en su último © Grupo Editorial Bruño, S. L.

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Química nivel; 12Mg2+: 1s2 2s2 2p6. En cambio, la formación de Mg3+ exigiría arrancar otro electrón a esta segunda capa completa y resulta claramente desfavorable. • Para el aluminio sí resulta favorable la formación del catión trivalente, Al3+, ya que así se consigue que la capa externa esté completa, 13Al3+: 1s2 2s2 2p6. 51 La configuración electrónica de un átomo X es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1. ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas?:

a) X se encuentra en su estado fundamental. b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos. c) X pertenece al periodo V del sistema periódico. d) Si el electrón pasara del orbital 5s al 6s, se emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el espectro de emisión. a) Incorrecta. Para encontrarse en su estado fundamental, el último electrón debería hallarse en el orbital 4s, que es el que sigue en energía a los 3p, y no en el orbital 5s. b) Correcta. En el estado fundamental, su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, que corresponde a un elemento del primer grupo de la tabla periódica (metales alcalinos) cuya configuración es ns1 c) Incorrecta. En su estado fundamental, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, el último electrón está situado en el nivel 4. Por tanto, se trata de un elemento del cuarto periodo. d) Incorrecta. El paso del electrón del orbital 5s al 6s no comporta emisión de energía, sino absorción. 52 Para los elementos químicos A y B de números atómicos 20 y 35, respectivamente, indica, razonadamente:

a) Su configuración electrónica. b) Su carácter metálico o no metálico. c) Los iones más estables. d) La fórmula del compuesto formado por A y B. e) Las propiedades de dicho compuesto. a) •

20A:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

•

35B:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) •

20A

es un elemento metálico, alcalinotérreo, del cuarto periodo. Se trata de Ca.

•

35B

es un elemento halógeno, también del IV periodo. No es un metal. Se trata de Br.

c) Los iones más estables para uno y otro serán: •

2+ 20Ca :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

•

– 35Br :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

d) Reaccionarán formando CaBr2. e) Dadas las electronegatividades tan distintas, será un compuesto de carácter iónico y, por tanto, soluble en disolventes polares, duro, quebradizo, de elevado punto de fusión, conductor de la electricidad en estado de fusión y de disolución, etcétera. 53 El elemento de número atómico 20 se combina fácilmente con el elemento de número atómico 17.

a) Indica el nombre, la configuración electrónica de los dos elementos en su estado fundamental y el grupo de la tabla periódica al que pertenece cada uno de ellos. b) Explica el tipo de enlace y propiedades del compuesto que forman. a) • 20A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Pertenece al grupo 2, o de los metales alcalinotérreos, cuya configuración electrónica característica es ns2. • 17B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Pertenece al grupo 17, o de los halógenos, cuya configuración electrónica característica es ns2 np5. © Grupo Editorial Bruño, S. L.


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Química b) El elemento A (Ca) tiene tendencia a perder dos electrones y adquirir una configuración electrónica de gas noble. En cambio, B (Cl) tendrá tendencia a capturar el único electrón que le falta para adquirir una configuración electrónica completa. Así, resulta que adquieren la misma configuración, uno por pérdida y otro por ganancia de electrones. Los iones que formarán uno y otro serán: • •

2+ 20A : – 17B :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Así, ambos elementos pueden unirse mediante enlace iónico, formando la especie química AB2 (que realmente se trata del CaCl2). Al tratarse de un compuesto iónico, tendrá las propiedades características de este tipo de compuestos: solubilidad en agua, dureza y fragilidad, elevado punto de fusión, conductividad eléctrica en disolución o fundido, etcétera. 54 a) Define energía de ionización y escribe la ecuación que representa el proceso de ionización.

b) Explica razonadamente por qué, para un mismo elemento, las sucesivas energías de ionización aumentan. a) Energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso (separado de cualquier otro átomo) y cuya configuración electrónica está en su estado fundamental: A+ (g) + 1 e–

A (g)

EI

b) Si un átomo posee más de un electrón, se pueden producir la segunda, tercera, etc., ionizaciones al arrancar el segundo, tercer... electrón: A+ (g)

A2+ (g) + 1 e–

EI2

A2+ (g)

A3+ (g) + 1 e–

EI3

Las sucesivas energías de ionización son cada vez mayores porque los electrones se arrancan sucesivamente de niveles o subniveles de menor energía, es decir, más estables. Influyen especialmente dos hechos: los electrones pertenecen a orbitales que son cada vez más internos y, además, se ven privados de la acción apantallante de los otros electrones. 55 Define energía de ionización. Explica cómo depende de la carga nuclear y del tamaño de los átomos.

Energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso (separado de cualquier otro átomo) y cuya configuración electrónica está en su estado fundamental: A+ (g) + 1 e–

A (g)

EI

La energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo debe ser, cuando menos, igual a la energía potencial eléctrica de este electrón situado a una distancia r del núcleo. Dicha energía vale: Ep = –

1 Z qe qe 4π ε 0 r

Donde Z es el número atómico y qe la carga de un electrón. La simple observación de la fórmula anterior indica que la energía potencial de un electrón se hace tanto más negativa (y, por tanto, su situación se hace más estable) cuanto más cerca está el electrón del núcleo (r menor) y cuanto mayor sea la carga del núcleo, es decir, cuanto mayor sea Z. Por ello, la energía de ionización crece a medida que aumenta la carga nuclear, Z qe, y disminuye a medida que aumenta el radio atómico, r. 56 Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 17 y 12, respectivamente, indica razonando las respuestas:

a) La estructura electrónica de sus respectivos estados fundamentales. b) El tipo de enlace formado cuando se unen A y B y el que se forma cuando se unen entre sí átomos de C. © Grupo Editorial Bruño, S. L.

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Química a) •

19A:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

•

17B:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

•

12C:

1s2 2s2 2p6 3s2

b) A es un metal alcalino del cuarto periodo (K) mientras que B es un halógeno del tercer periodo (Cl). Son dos elementos de electronegatividades muy distintas. Cuando se unan, formarán un compuesto mediante un enlace iónico en el que A se presentará como un ion positivo por pérdida de un electrón y B como un ion negativo por ganancia de otro electrón. Ambos iones poseerán estructura de gas noble. La fórmula del compuesto será AB (KCl). La configuración electrónica de C es la de un metal alcalinotérreo del tercer periodo (Mg). Las uniones de átomos de C entre sí serán enlaces metálicos. Formarán una red metálica con estructura hexagonal compacta. 57 La afinidad electrónica y la electronegatividad miden la tendencia de un átomo a atraer electrones.

a) Explica claramente en qué se diferencian. b) Escribe la configuración electrónica de los átomos del elemento de número atómico 17. Compara su afinidad electrónica y electronegatividad con el elemento de número atómico 35. ¿Qué iones tienen tendencia a formar cada uno de ellos? a) La afinidad electrónica es la energía involucrada cuando un átomo en estado gaseoso captura un electrón: A (g) + 1 e–

A– (g)

AE

Como tal, la afinidad electrónica se mide en unidades de energía (julios, electrón-voltios, etc.) referidas a un átomo o a un mol, mientras que la electronegatividad es un valor hallado a partir de la afinidad electrónica y a partir de la energía de ionización, que suele ser adimensional. b) Las configuraciones de los elementos pedidos son: •

17B:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (Cl)

•

35D:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 (Br)

Ambos tienen tendencia a ganar un electrón y completar su capa de valencia, formando un ion negativo: • •

– 2 2 6 2 6 17B : 1s 2s 2p 3s 3p – 2 2 6 2 6 35D : 1s 2s 2p 3s 3p

4s2 3d10 4p6

58 En una misma columna del sistema periódico se encuentran los siguientes elementos, ordenados por orden creciente de número atómico: sodio, potasio y rubidio. El número atómico del sodio es 11.

a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de los tres elementos. b) Indica cuál de ellos tiene mayor radio atómico y por qué. c) Define energía de ionización y explica cuál de los tres tiene la mayor. d) Explica cuál tiene mayor carácter metálico. a) La configuración electrónica del sodio es:

11Na:

1s2 2s2 2p6 3s1.

Aunque no se explicita en el enunciado (pues solo se indica que tienen número atómico mayor), potasio y rubidio son los elementos alcalinos inmediatamente siguientes al sodio. Con este dato, sus configuraciones electrónicas serán análogas a la del sodio, pero correspondientes a elementos del periodo cuarto y quinto. Es decir: •

19K:

1s22s22p63s23p64s1

•

37Rb:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3p10 4p6 5s1

b) El rubidio es el de mayor radio atómico, ya que sus últimos electrones están situados en el quinto nivel y, por tanto, están mucho más alejados del núcleo que los de los niveles 3 o 4, a pesar de que su núcleo es el de mayor carga eléctrica de los tres. Hay que recordar que, según el modelo de Bohr, la distancia al núcleo aumenta según el cuadrado del número cuántico n. © Grupo Editorial Bruño, S. L.


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Química c) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso (separado de cualquier otro átomo) y cuya configuración electrónica está en su estado fundamental: A+ (g) + 1 e–

A (g)

EI

La energía de ionización (igual que la energía potencial eléctrica de este electrón a una distancia r del núcleo) depende de dos factores: crece a medida que aumenta la carga nuclear, Z qe, y disminuye a medida que aumenta el radio atómico, r: Ep = –

1 Z qe qe 4π ε 0 r

Ahora bien, el factor radio aumenta en función del cuadrado del número cuántico principal (según el modelo de Bohr: r = n2 k). De modo que el valor del radio importa más que el aumento de la carga nuclear y, así, el sodio, Na, es el que tiene mayor energía de ionización. d) El de mayor carácter metálico es el rubidio, que tendrá la menor energía de ionización y la menor energía de afinidad electrónica, por las razones expuestas en el apartado b. 59 Dados los elementos de números atómicos 16, 17, 19 y 34:

a) Escribe su configuración electrónica e indica el tipo de ion que tienen tendencia a formar. b) Explica cuál de ellos tiene mayor energía de ionización. c) ¿Cuál tiene mayor carácter metálico? ¿Por qué? d) ¿Qué tipo de enlace se puede dar entre ellos? a) •

16A:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Tenderá a ganar dos electrones y completar su capa de valencia: 2– 16A :

•

17B:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Tenderá a ganar un electrón formando: – 17B :

•

19C:

34D:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Tenderá a completar su capa de valencia perdiendo un electrón: + 19C :

•

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4. Tenderá a ganar dos electrones formando: 2+ 34D :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

b) 17B tiene mayor energía de ionización que 16A por estar situado más a la derecha en la tabla periódica (su núcleo posee un protón más). También posee mayor energía de ionización que los dos elementos del siguiente periodo, el 19C, que es un metal alcalino, y el 34D que es un anfígeno. c) El de mayor carácter metálico es el elemento C, que es un elemento alcalino del cuarto periodo (K) pues tiene sus electrones de valencia en niveles altos y en orbitales de tipo s. d) A, B y D son compuestos no metálicos. Entre ellos pueden formarse enlaces covalentes. Entre ellos y D, que es un elemento metálico, pueden producirse enlaces iónicos.


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[Química 2º Bachillerato] Ejercicios + Soluciones: Sistema periódico de los elementos

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