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FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico IES Blas Cabrera. Curso 2014- 2015 Partículas atómicas
A 07 Da la composición nuclear del 146 C.
Solución A = 6 posee 6 protones. A = 14 posee 8 neutrones.
A 08 Indica toda la información contenida en 126 C,^168 O,^147 N.
Solución
126 C
Número Protones = 6 Número Neutrones = 6 Número Electrones = 6
168 O
Número Protones = 8 Número Neutrones = 8 Número Electrones = 8
147 N
Número Protones = 7 Número Neutrones = 7 Número Electrones = 7 A 09 Completa la siguiente tabla: Especie química Número atómico Número de protones Número de electrones Número de neutrones Número másico Ca 20 20 O^2 -^10 Co 27 59 N 7 14 K+^19 Solución Especie química Número atómico Número de protones Número de electrones Número de neutrones Número másico Ca 20 20 20 20 40 O^2 -^ 8 8 10 7 17 Co 27 27 27 27 59 N 7 7 7 7 14 K+^19 19 20 20 39 Números cuánticos y configuraciones electrónicas A10 Indica si son posibles los siguientes conjuntos de números cuánticos y, si no lo son, haz las correcciones necesarias para que sean posibles (n, l , m, s): a) (3, 0, 0, +1/2) b) (4, 2, 2, +1/2) c) (2, 1, 1, −1/2) d) (7, 2, 3, −1/2) e) (0, 1, 0, +1/2) f) (3, 0, 0, −1/2) Solución (3, 0, 0, +1/2): es posible pues n puede ser 1, 2, 3, … y n = 3; 0 d l d n– 1 y l = 0; – l d m d l y m = 0; s = r 1/2 y s = 1/2. (4, 2, 2, 1/2): es posible pues n puede ser 1, 2, 3, … y n = 4; 0 d l d n– 1 y l = 2; – l d m d l y m = 2; s = r 1/2 y s = 1/2. (2, 1, 1, −1/2): es posible pues n puede ser 1, 2, 3, … y n = 2; 0 d l d n– 1 y l = 1; – l d m d l y m = 1; s = r 1/2 y s = – 1/2. (7, 2, 3, −1/2): no es posible, ya que si l = 2, m solo puede adoptar los valores: 2, 1, 0, −1, −2. (0, 1, 0, 1/2): no es posible ya que el número cuántico n no puede valer 0. (3, 0, 0, −1/2): es posible pues n puede ser 1, 2, 3, … y n = 3; 0 d l d n– 1 y l = 0; – l d m d l y m = 0; s = r 1/2 y s = – 1/2. A11 Indica si son posibles los siguientes conjuntos de números cuánticos y, si no lo son, haz las correcciones necesarias para que sean posibles: a) (2, 1, 0, +1/2) b) (3, 3, 0, −1/2) c) (4, 0, 0, −1/2) d) (6, 4, 5, −1/2) e) (1, 1, 0, +1/2) f) (5, 2, 2, +1/2) Solución Los conjuntos de números cuánticos representan los valores (n, l , m y s). El valor de cada número cuántico depende del anterior, tal y como se explica en la teoría. El cuarto número cuántico sólo puede adoptar los valores +1/2 y −1/2. a) (2, 1, 0, +1/2): sí es posible porque todos los números están permitidos. b) (3, 3, 0, −1/2): no es posible. Si el número cuántico n = 3, l solo puede adoptar los valores 0, 1 o 2. En este conjunto se indica que l = 3. c) (4, 0, 0, −1/2): sí es posible. Todos los números están permitidos. d) (6, 4, 5, −1/2): no es posible. Si el número cuántico l = 4, m solo puede adoptar los valores entre – l (−4) y + l (+4). En este conjunto se indica que m = 5. e) (1, 1, 0, 1/2): no es posible. Si el número cuántico n = 1, l solo puede adoptar el valor 0. En este conjunto se indica que l =
f) (5, 2, 2, 1/2): sí es posible pues todos los números están permitidos.
FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico IES Blas Cabrera. Curso 2014- 2015 A 12 Identifica el tipo de orbital en el que se encuentra cada uno de los electrones definidos por los números cuánticos del ejercicio anterior. Solución El primer número cuántico ( n ) indica el nivel de energía y el segundo ( l ), el tipo de orbital. Dado que: Valor de l 0 1 2 3 Tipo de orbital s p d f a) (2, 1, 0, +1/2): el electrón está en un orbital tipo p. c) (4, 0, 0, −1/2): el electrón está en un orbital tipo s. f) (5, 2, 2, 1/2): el electrón está en un orbital tipo d. A 13 Determina la distribución electrónica de Li, Na y K. A la vista de sus configuraciones electrónicas, ¿en qué reside la semejanza de los elementos del primer grupo del sistema periódico. Solución Li (Z = 3 ): 1s^2 2s^1 Na (Z = 11): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 K (Z = 19): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1 Todos tienen un único electrón tipo s en su orbital más externo A 14 ¿En qué residirá la semejanza de los elementos del segundo grupo? Verifícalo estableciendo las estructuras electrónicas de Be, Mg y Ca. Solución Be (Z = 4 ): 1s^2 2s^2 Mg (Z = 12): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 Ca (Z = 20): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 Todos^ tienen^ dos^ electrones^ tipo s en su orbital más externo A 15 En la tabla siguiente se indica el número de electrones que tienen en el penúltimo nivel (n-1) y en el último nivel (n) los halógenos, los gases nobles y los metales alcalinos. ¿Qué justificación hay para que los elementos de cada grupo tengan parecidas propiedades químicas? ¿Qué diferencias existen entre las estructuras electrónicas de los halógenos y de los alcalinos con respecto a las de los gases nobles? ¿Cómo podría adquirir un átomo de metal alcalino la configuración electrónica externa típica de un gas noble? ¿Cómo podría adquirir un átomo de halógeno la configuración electrónica externa típica de un gas noble? HALÓGENOS GASES NOBLES ALCALINOS elemento n − 1 n elemento n − 1 n elemento n − 1 n -- -- -- He -- 2 Li 2 1 F 2 7 Ne 2 8 Na 8 1 Cl 8 7 Ar 8 8 K 8 1 Br 18 7 Kr 18 8 Rb 8 1 I 18 7 Xe 18 8 Cs 8 1 Al 32 7 Ra 32 8 Fr 8 1 Solución Todos los átomos de los elementos que pertenecen a una misma familia tienen el mismo número de electrones en su último nivel. Los halógenos poseen un electrón menos que los gases nobles y los alcalinos un electrón más. Por lo tanto para adquirir la configuración de gas noble, los alcalinos deben perder un electrón, y los halógenos ganar un electrón A 16 Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos: a) Ca; b) Sn; c) Cs; d) N; e) I; f) Ba; g) Al; h) Xe Solución a) Ca (Z = 20): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 b) Sn (Z = 50): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^2 4d^10 5p^2 c) Cs (Z = 55): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^2 4d^10 5p^6 6s^1 d) N (Z = 7): 1s^2 2s^2 2p^3 e) I (Z = 53): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^2 4d^10 5p^5 f) Ba (Z = 56): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^2 4d^10 5p^6 6s^2 g) Al (Z = 13): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1 h) Xe (Z = 54): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^2 4d^10 5p^6 A 17 ¿Cuántos electrones, protones y neutrones tiene un átomo de cada uno de los siguientes elementos: a) F; b) Fe; c) Br; d) Mg; e) Si; f) O. ¿Cuántos electrones constituyen la capa más externa de cada uno de ellos? ¿Cómo podría adquirir cada uno de ellos la configuración más externa típica de un gas noble? Solución Para determinar el número de neutrones es preciso conocer el número másico. Sólo podemos especificar el número de protones y electrones, que coinciden en para cada elemento y viene dado por Z. Luego:
FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico IES Blas Cabrera. Curso 2014- 2015 Ge (Z = 32): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^2 El último nivel del Ge es el 4. En él tiene 2 electrones en el orbital 4s y los otros 2, en orbitales 4p (uno en cada uno y desapareados). Los conjuntos de números cuánticos que definen estos electrones son: (4, 0, 0 +1/2); (4, 0, 0 −1/2); (4, 1, 1 +1/2); (4, 1, 0 +1/2) Nota: los dos últimos electrones deben tener el mismo espín (podría ser −1/2) y deben estar en distintos orbitales p (el número cuántico magnético debe ser distinto). A 24 Observando su colocación en la tabla periódica, especifica la configuración del nivel de valencia de: a) Ar b) Ga c) Sn d) Ba e) Fe f) Br Solución Ar Ga Sn Ba Fe Br Grupo 18 13 14 2 8 17 Período 3 4 5 6 4 4 Config nivel de valencia 3s^2 3p^6 4s^2 4p^1 5s^2 5p^2 6s^2 4s^2 3d^6 4s^2 4p^5 A 25 Explica si en un átomo pueden existir los niveles de energía: a) 2d b) 7s c) 3p d) 3f e) 1p f) 5f g) 5d h) 4d Solución a) Los orbitales d implican que l = 2. El valor máximo que puede admitir el número cuántico l es (n − 1). Si n = 2, l solo puede adoptar los valores 0 y 1; en consecuencia, no pueden existir orbitales d en el nivel 2. b) Los orbitales s implican que l = 0. En todos los niveles de energía existen orbitales s; por tanto, el orbital 7s sí existe. c) Los orbitales p implican que l = 1. Existen orbitales p a partir del segundo nivel de energía, ya que si n = 2, l puede adoptar los valores 0 y 1. El orbital 3p sí que existe. d) Los orbitales f implican que l = 3. En el nivel n = 3, l solo puede adoptar los valores 0, 1 y 2; por tanto, no puede existir el orbital 3f. e) El orbital 1p no existe. Si n = 1, l solo puede adoptar el valor 0, que es compatible con los orbitales de tipo s. f) Los orbitales f implican que l = 3. En el nivel n = 5, l puede adoptar los valores 0, 1, 2, 3 y 4; por tanto, sí puede existir el orbital 5f. g) Los orbitales d implican que l = 2. El valor máximo que puede admitir el número cuántico l es (n − 1). Si n = 5, l puede adoptar los valores 0, 1, 2, 3 y 4; en consecuencia, sí pueden existir orbitales d en el nivel 5. h) Como se justificó en el apartado g), sí pueden existir orbitales d. A 26 Explica la diferencia entre órbita y orbital. Solución Orbita es un concepto del modelo atómico de Bohr. Se refiere a la trayectoria que describe el electrón (partícula) en su movimiento alrededor del núcleo. Orbital es un concepto del modelo mecanocuántico del átomo. Se puede interpretar como la región del espacio en la que hay una probabilidad superior al 90 % de encontrar a un electrón (onda). A 27 ¿Qué números cuánticos puedes aplicar, sin ninguna duda, a los siguientes orbitales? a) 3d b) 7f c) 4s d) 2p Solución Un orbital está definido por tres números cuánticos: (n, l , m). Dado que n y l están fijados, y m puede variar: − l d m d l será: a) 3d : n = 3 y l = 2. m puede tener los valores: −2, −1, 0, 1, 2. b) 7f : n = 7 y l = 3. m puede tener los valores: −3, −2, −1, 0, 1, 2, 3. c) 4s : n = 4, l = 0, m = 0. d) 2p : n = 2 y l = 1. m puede tener los 3 valores: −1, 0, 1.. A 28 ¿Qué significa que no podemos tener una probabilidad del 100 % de que el electrón esté en un determinado punto del átomo? Solución Que no sabemos con certeza donde se encuentra un electrón. Hay una incertidumbre en la determinación de la posición del electrón pues toda la información sobre un electrón está contenida en el orbital, y este solo permite conocer la probabilidad de que el electrón se encuentre en una cierta región del espacio. Además, ni siquiera tiene sentido hablar de la posición del electrón, pues el electrón no es una partícula. A29 Explica si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles: a) 1s^2 2s^2 2p^6 b) 1s^2 3p^2 c) 1s^2 2s^2 2p^6 3s^3 d) 1s^2 2s^2 2p^6 3 s^2 3 p^10 Solución 1s 2s 2 p 3 s 3p 4 s 3d 4p
FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico IES Blas Cabrera. Curso 2014- 2015 a) Es posible. Todos los orbitales son posibles (1s, 2s, 2p), están ordenados correctamente según energías crecientes, y se respeta el principio de exclusión de Pauli. Representa, en concreto, una configuración electrónica en su estado fundamental. b) Es posible. Todos los orbitales son posibles, están ordenados correctamente según energías crecientes, aunque se trata de una configuración electrónica excitada, y se respeta el principio de exclusión de Pauli. c) No es posible. 3s^3 representaría un único orbital tipo s con tres electrones, y por lo tanto no se respetaría el principio de exclusión de Pauli, principio que establece, como máximos, dos estados electrónicos en cada orbital. d) No es posible. 3p^10 representaría que en la configuración electrónica existen diez electrones en tres orbitales tipo p, y por lo tanto no se cumpliría tampoco el principio de exclusión de Pauli. A30 Representar las estructuras electrónicas en el esquema de celdas para: P, Fe, S, Cr, Cu, Ti, Mn, Mg2+^ , I−^ , O2−^ , N3−. Solución P (Z = 15) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^3 Fe (Z = 26) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 , 3d^6 S (Z = 16) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^4 Cr (Z = 24) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 , 3d^4 Cu (Z = 29) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 , 3d^9 Ti (Z = 22) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 , 3d^2 Mn (Z = 25) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 , 3d^5 Mg2+^ (Z = 12) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 I−^ (Z = 53) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 , 3d^10 4p^6 , 5s^2 , 4d^10 , 5p^6 O2−^ (Z = 8) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 N3−^ (Z = 7) 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 A 31 Señalar qué es incorrecto en los siguientes esquemas de celdas para un átomo en estado fundamental a) b) c) d) Solución a) En el orbital 1s no se cumple el principio de exclusión de Pauli. Los dos electrones tienen el mismo spin, y por lo tanto los cuatro números cuánticos iguales. b) No se cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund en el subnivel 2p. Dos electrones llenan un orbital, mientras existen dos orbitales totalmente desocupados. c) No es una configuración fundamental (mínima energía), pues existe un orbital 1s parcialmente desocupado. d) El orbital 2s no cumple el principio de exclusión de Pauli. Tabla periódica. Propiedades Periódicas A 32 Completa con los símbolos de los elementos la siguiente tabla periódica. Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Ac
FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico IES Blas Cabrera. Curso 2014- 2015 Solución Dentro de un grupo, el tamaño aumenta con el número atómico Z debido a la adición de nuevas capas de electrones (aumenta hacia abajo en el grupo). Dentro del mismo periodo, tendrán menor tamaño los que tengan mayor número atómico, ya que su carga nuclear será mayor y atraerán con más fuerza a los electrones de valencia (disminuye hacia la derecha en un período). Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, y desplazándonos por la tabla, se puede decir que: R (Na) > R (Be) > R (N) > R (O) A 40 Se llaman especies isoelectrónicas las que tienen el mismo número de electrones. Comprueba que las siguientes son especies isoelectrónicas y ordénalas según su tamaño: a) S2−; b) Clˉ; c) Ar; d) K+; e) Ca2+; f) P3− Solución S2−^ Clˉ Ar K+^ Ca2+^ P3− Z 16 17 18 19 20 15 Número de electrones 18 18 18 18 18 18 Como todos tienen el mismo número de electrones, tendrán la misma configuración de valencia. El tamaño será menor cuanto mayor sea la carga nuclear, ya que eso hará que sea mayor la atracción del núcleo sobre los electrones de valencia. El orden para estas especies es: R (Ca2+) < R (K+) < R (Ar) < R (Clˉ) < R (S2−) < R (P3−) A41 Entre las siguientes parejas de especies químicas, indica razonadamente cuál será mayor: a) K y Ca b) Cl y Br c) K+^ y Ca2+^ d) O2−^ y F− Solución a) K (Z=19): [Ar] 4s^1 Ca (Z=20): [Ar] 4s^2 R (Ca) < R (K). Ambos pertenecen al mismo período, pero el Ca tiene una mayor carga nuclear, y resulta que el efecto de atracción entre el núcleo y los electrones predomina sobre el efecto de repulsión entre los electrones, y en consecuencia tendrá un tamaño menor. b) Cl (Z=17): [Ne] 3s^2 3 p^5 Br (Z=35): [Ar] 4s^2 3 d^10 4p^5 R (Cl)^ <^ R (Br),^ porque el Cl tiene menor número de^ capas^ de electrones. c) K+^ (Z=19): [Ar] Ca2+^ (Z=20): [Ar] R (Ca2+) < R (K+), porque ambos tienen el mismo número de electrones (18) pero el Ca2+^ tiene más protones (20 frente a los 18 del K+), por lo será mayor la atracción núcleo-electrones. d) O2−^ (Z=8): [He] 2s^2 2 p^6 F−^ (Z=9): [He] 2s^2 2 p^6 R (F−) < R (O2−), porque ambos tiene el mismo número de electrones (10) pero el F−^ tiene más protones (9 frente a 8 del O2−), por lo que será mayor la atracción núcleo-electrones. A 42 ¿Por qué aumenta la energía de ionización de los átomos de un periodo a medida que aumenta su número atómico si todos tienen los electrones de valencia en el mismo nivel? Solución Todos los átomos de un mismo periodo poseen sus electrones en el mismo nivel de valencia (misma capa). A medida que aumenta el número atómico, predomina el efecto de atracción de la carga nuclear sobre el de la repulsión interelectrónica, por lo que aumenta la atracción que se ejercen sobre esos electrones de valencia. Cuanto mayor es esa atracción, más difícil es arrancar los electrones de valencia y mayor es la energía de ionización. A 43 ¿Por qué disminuye la energía de ionización de los átomos de un grupo a medida que aumenta su número atómico? Solución A medida que aumenta el número atómico, los átomos de los elementos de un mismo grupo tienen sus electrones de valencia en niveles más alejados del núcleo. Esto hace que disminuya la atracción que ejerce sobre ellos y que sea más fácil arrancarlos, lo que supone una menor energía de ionización. A 44 Ordena los siguientes elementos en orden creciente de su energía de ionización: Cs, Be, Na y N Solución Los elementos de menor energía de ionización son aquellos a los que resulta más fácil arrancar los electrones de valencia. Dentro de un grupo, esto sucede cuanto mayor es el número atómico, (más abajo) ya que esos electrones están cada vez más alejados del núcleo. Dentro de un periodo, sucede cuanto menor es el número atómico (más a la izquierda), porque entonces el núcleo ejercerá menor atracción sobre los electrones de valencia. Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, y desplazándonos por ella, podemos afirmar que: E.I. (Cs) < E.I. (Na) < E.I. (Be) < E.I (N) A 45 Ordena los siguientes elementos en orden creciente de su primera energía de ionización: Si, Ca, F, O, Rb, Sr
FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico IES Blas Cabrera. Curso 2014- 2015 Solución Los elementos de menor energía de ionización son aquellos a los que resulta más fácil arrancar los electrones de valencia. Dentro de un grupo, esto sucede cuanto mayor es el número atómico, (más abajo) ya que esos electrones están cada vez más alejados del núcleo. Dentro de un periodo, sucede cuanto menor es el número atómico, (más a la izquierda) porque entonces el núcleo ejercerá menor atracción sobre los electrones de valencia. Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, y desplazándonos por ella, podemos afirmar que: E.I. (Rb) < E.I. (Sr) < E.I. (Ca) < E.I. (Si) < E.I. (O) < E.I. (F) A 46 Explica por qué los gases nobles tienen energía de ionización anormalmente alta. Solución Los gases nobles tienen una configuración electrónica de capa cerrada que es muy estable. Perder un electrón significaría perder esta estabilidad, y por eso tienen una energía de ionización anormalmente alta. A 47 Ordena los siguientes elementos en orden creciente de su afinidad electrónica: Cl, Si, P, Al Solución Los elementos de mayor afinidad electrónica son los que desprenden más energía cuando captan un electrón. Sabemos que estos son los elementos que se aproximan más a la configuración de gas noble, por lo que en un período, cuanto mayor sea el número atómico (más a la derecha), mayor será su afinidad electrónica. Dentro de un grupo, cuanto menor sea su número atómico (más arriba) mayor será su afinidad, porque el electrón será atraído más fuertemente. Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, todos pertenecen al 3º período, se concluye que: A.E. (Al) < A.E. (Si) < A.E. (P) < A.E. (Cl) A 48 Relaciona las siguientes frases con el modelo o los modelos atómicos a que corresponden:
- 01 - Masa de carga positiva.
- 02 - Electrón con movimiento ondulatorio.
- 03 - Explica el espectro del átomo de hidrógeno
- 04 - Número cuántico n.
- 05 - Electrones en orbitales.
- 06 - Partícula indivisible.
- 07 - Número cuántico m.
- 08 - Explica todos los espectros atómicos.
- 09 - Cuantización de la energía.
- 10 - Electrones girando en torno a un núcleo.
- 11 - Nivel de energía.
- 12 - Electrones describiendo órbitas.
- 13 - Probabilidad de encontrar al electrón. (a) • Modelo de Dalton (b) • Modelo de Thomson (c) • Modelo de Rutherford (d) • Modelo de Bohr (e) • Modelo mecanocuántico Solución ( 0 1,b); ( 0 2,e); ( 0 3,d); ( 0 4,d); ( 0 5, e); ( 0 6,1); ( 0 7, e); ( 0 8,5); ( 0 9,d); (10,3); (11,d); (12,d); (13,e) A 49 Completa el cuadro siguiente para cada uno de los modelos atómicos estudiados en este tema: Modelo Esquema Hechos que explica Hechos que no explica Dalton Thomson Rutherford Bohr Srödinger Solución Modelo Esquema Hechos que explica Hechos que no explica
FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico IES Blas Cabrera. Curso 2014- 2015 encuentre el elemento en la tabla periódica, el orden es: K < Br < Kr c) (^) Se trata de un electrón 4p. Por lo tanto, n = 4 y l = 1. Además, hemos admitido que el “orden de llenado” del subnivel p (tres orbitales) es: m = 1 m = 0 m = − e n 1 e^ p 4 e n 2 e^ p 5 e n 3 e^ p 6 de forma que para el sexto electrón m = −1 y s = −1/2. En definitiva, los números cuánticos del último electrón serán: (4,1,−1,−1/2). A53 Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 5s^1. Explique razonadamente si las siguientes frases son correctas: a) X se encuentra en su estado fundamental. b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos c) X pertenece al período 5º del Sistema Periódico d) Si el electrón pasara desde el orbital 5s al 6s, emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea del espectro de emisión. Solución a) Falso. La configuración del estado fundamental sería: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1. En la configuración dada, existe un electrón en un orbital 6s, mientras orbitales de menor energía permanecen desocupados. El átomo estaría excitado. b) Cierto. La configuración de valencia en el estado fundamental es 4s^1 , característica de los alcalinos. c) Falso. A la vista de la configuración de su estado fundamental, pertenece al 4º periodo. d) Falso. Para que un electrón pase del orbital 5s al 6s necesita absorber energía, por lo que daría lugar a una línea negra en un espectro de absorción. A54 Para los siguientes átomos: B, Ni, Br, Sr, As a) Escriba su configuración en estado fundamental. b) Ordénelos en sentido decreciente de tamaño y de energía de ionización. Justifique la respuesta. Solución a) B (Z = 5): 1s^2 2s^2 2p^1 Ni (Z = 28): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 , 3d^8 Br (Z = 35): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 , 3d^10 , 4p^5 Sr (Z = 38): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 , 3d^10 , 4p^6 , 5s^2 As (Z = 33): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 , 3d^10 , 4p^3 b) Sabemos que el tamaño (radio atómico) aumenta dentro de un grupo al aumentar el número atómico pues se añaden nuevas capas de electrones, y dentro de un periodo, disminuye al aumentar el número atómico pues los electrones llenan la misma capa y predomina el efecto de la atracción nuclear sobre la repulsión electrónica. Ambos efectos los resumimos en que cuanto más abajo, primer factor, y más a la izquierda, segundo factor, esté situado un elemento en la tabla periódica, mayor es su tamaño. Luego, será: R (Sr) > R (Ni) > R (As) > R (Br > R (B) En cuanto a la energía de ionización, energía necesaria para arrancarle un electrón a un átomo aislado, dentro de un grupo, es mayor cuanto menor es el número atómico, y dentro de un periodo, es mayor cuanto mayor sea el número atómico, pues en ambos casos es mayor la atracción del núcleo sobre los electrones. Ambos efectos los condensamos con fines prácticos en que cuanto más arriba, primer factor, y más a la derecha, segundo factor, esté situado un elemento en la tabla periódica, mayor es su energía de ionización. Luego, será: E.I. (B) > E.I. (Br) > E.I. (As) > E.I. (Ni) > E.I. (Sr) A 55 Indique para los elementos A, B y C cuyos números atómicos son, respectivamente, 13, 16 y 20: a) Configuración electrónica de cada uno. b) El grupo y el período del sistema periódico en que se encuentra cada elemento. c) Justifique cuál tendrá mayor energía de ionización. Solución a) A : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1 ; B : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4 ; C : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 b) A : período 3, grupo 13 ; B : período 3, 16 ; C : período 4, grupo 2 c) La energía de ionización varía según se indica en el esquema adjunto. Por lo tanto, el elemento B que pertenece al periodo 3, grupo 16, será el de mayor energía de ionización (es el que está más arriba y más a la derecha). Ello es así porque respecto del elemento C, el electrón que habría que arrancar estaría más cerca del núcleo (una capa electrónica menos), y respecto de A, porque estaría sometido a una mayor carga nuclear que éste en la misma capa, pero más protones en su núcleo). En definitiva: E.I. (B) > E.I. (A) > E.I. (C) A 56 Los números atómicos de dos elementos, X e Y, son 35 y 37, respectivamente. ENERGÍA DE IONIZACIÓN Aumenta
FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico IES Blas Cabrera. Curso 2014- 2015 a) Escribe la configuración electrónica de ambos elementos y di de qué elementos se trata. b) Indica el ion más estable de cada elemento y su configuración electrónica. c) Razona cuál de los dos iones tendrá mayor radio. Solución a) X (Z = 35) : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^5 Bromo Y (Z = 3 7 ) : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^1 Rubidio b) El ión más estable será en cada caso el que posea la configuración electrónica ns^2 np^6 del gas noble más próximo en la tabla periódica. El bromo la alcanza ganando un electrón, y el rubidio cediendo un electrón. Luego los iones más estables serán el Br −^ y el Rb . c) Tendrá mayor radio el Br −. Ambos son isoelectrónicos, pero el número atómico del rubidio es mayor, tiene más protones, por lo que el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones de la corteza, que estarán más próximos. A 57 Para el elemento de número atómico 25: a) Obtenga su configuración electrónica y sitúelo en la tabla periódica. b) Especifique los números cuánticos de su electrón diferencial (último electrón). Solución a) X (Z = 25): 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 , 3d^5 Período 4, Grupo 7 (es un elemento de transición) b) De acuerdo con la configuración anterior, el último subnivel de energía ocupado es el 3d, cinco orbitales disponibles y poblado por cinco electrones. De acuerdo con los principios de máxima multiplicidad de Hund y de exclusión de Pauli, la disposición de los electrones se puede simbolizar por el siguiente diagrama de celdas: A la vista de ello, el electrón diferencial vendrá especificado por los números cuánticos: 3, 2, −2, 1/2. A 58 a) Escribe la configuración electrónica del germanio. b) Indica los números cuánticos que definen sus electrones del último nivel. Solución Ge (Z = 32): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^2 El último nivel del Ge es el 4. En él tiene 2 electrones en el orbital 4s y los otros 2, en orbitales 4p (uno en cada uno y desapareados). Los conjuntos de números cuánticos que definen estos electrones son: (4, 0, 0 +1/2); (4, 0, 0 −1/2); (4, 1, 1 +1/2); (4, 1, 0 +1/2) Nota: los dos últimos electrones deben tener el mismo espín (podría ser −1/2) y deben estar en distintos orbitales p (el número cuántico magnético debe ser distinto). A59 Los números atómicos de dos elementos, X e Y, son 35 y 37, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de ambos elementos y diga de qué elementos se trata. b) Indique el ion más estable de cada elemento y su configuración electrónica. c) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio. Solución a) X (Z = 35) : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^5 Bromo Y (Z = 3 7 ) : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^1 Rubidio b) El ión más estable será en cada caso el que posea la configuración electrónica ns^2 np^6 del gas noble más próximo en la tabla periódica. El bromo la alcanza ganando un electrón, y el rubidio cediendo un electrón. Luego los iones más estables serán el Br −^ y el Rb . c) Tendrá mayor radio el Br −. Ambos son isoelectrónicos, pero el número atómico del rubidio es mayor, tiene más protones, por lo que el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones de la corteza, que estarán más próximos. 1s 2s 2 p 3 s 3p 4 s 3d 4p +2 +1 0 − 1 −
