EJERCICIOS RESUELTOS DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

1. Para los átomos neutros de B, F y Mg:
    a. Escriba las configuraciones electrónicas ordenadas.
    b. Defina energía de ionización y ordénelos, razonadamente, de menor a mayor energía de ionización.
    c. Defina electronegatividad y diga cuál es el de mayor electronegatividad.

(Septiembre 2016, Castilla y León)

Para escribir la configuración electrónica debemos buscar en la tabla periódica  el número atómico (número de protones que en estado natural del átomo será igual al número de electrones).

B (Z=5): 1s2 | 2s2 2p1
F (Z=9):  1s2 | 2s2 2p5
Mg (Z=12):  1s2 | 2s2 2p6 | 3s2

Cantidad de energía que hay que proporcionar para separar el electrón más externo de un átomo en estado fundamental, en fase gaseosa y temperatura y presión estándar. Las unidades de medida es el eV para un átomo y kJ/mol para un mol de átomos. Con mayor detalle lo encontramos explicado en el artículo propiedades periódicas.

Ordenamos los elementos de menor a mayor E.I

B < Mg < F

Al boro hay que proporcinarle menor energía que al resto ya que quiere perder un electrón para tener las capas completas. Mientras que el Mg tendremos que proporcinarle mayor cantidad de energía ya que si pierde un electrón su última capa se encuentra incompleta. El fluor es elemento con mayor energía de ionización ya que no quiere perder electrones sino al contrario quiere ganar un electrón para conseguir la configuración de gas noble.

Cuando las capas se encuentran completas más estable es el átomo.

Además sabemos que la energía de ionización crece de la siguiente forma:

Descripción: http://matfisqui.com/wp-content/uploads/2017/04/ptionizacion-300x84.jpg

 

2. (Junio 2016, Castilla y León)) Define electronegatividad y explica la utilidad de dicho concepto.

En orden creciente de carácter covalente será el siguiente:

AB > AC> AD

La electronegatividad es la atracción de un átomo sobre sí el par de electronescompartido con otro en un enlace covalente con él. Cuando la electronegatividad de los elementos A, B, C y D es parecida entonces compartiran los electrones teniendo un mayor carácter covalente el enlace. En cambio si la electronegatividad de los elementos es muy diferente en vez de compartir los electrones lo que pasará es que el de mayor electronegatividad cogera los electrones y el otro casi los perderá produciendose un enlace iónico.

 

3. (Julio 2014, Comunidad Valenciana) Cuatro elementos A, B, C y D tienen números atómicos 2, 11, 17 y 25 respectivamente. Responde a las siguientes cuestiones:

Descripción: http://matfisqui.com/wp-content/uploads/2017/04/ej3_confielec-300x140.jpg

Metales son el B y el D.

El elemento A es un gas noble el Helio y el elemento C su última capa es p5 por lo que Halógeno que no son metáles.

Cantidad de energía que acompaña cuando capta un electrón el átomo en estado fundamental en fase gaseosa. Las unidades de medida es el eV para un átomo y kJ/mol para un mol de átomos. La explicación más detalllada se encuentra en el artículo propiedades periódicas.

El C es el que mayor afinidad electrónica tiene ya que al coger un electrón se convierte en gas noble, además si les colocamos en la tabla periódica  es el que más alto y más a la derecha se encuentra (si excluimos el elemento A que es un gas noble por lo que no estará interesado ni en ganar ni en perder electrones). Dibujo de como aumentaba la afinidad electrónica:

Descripción: http://matfisqui.com/wp-content/uploads/2017/04/ptafinidadelectronica-300x88.jpg

 

4. (Junio 2014, Comunidad Valenciana) Considere los elementos Na, P, S, Cl, y explique, justificando la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:

Lo primero que debemos de hacer antes de contestar es colocar los disitintos elementos en la tabla periodica y asi conoceremos también su configuración electrónica y su comportamiento. Todos pertenecen al periodo tres pero a diferentes grupos, el orden de izquierda a derecha es Na, P, S y Cl.

Descripción: http://matfisqui.com/wp-content/uploads/2017/04/ptradio-300x91.jpg

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Falso.Como puedes ver su configuración electrónica no es igual pero ambos tienen una configuración de gas noble.

 

5. (Junio 2013, Comunidad de Madrid) Considera los elementos de números atómicos 9 y 11.

Descripción: http://matfisqui.com/wp-content/uploads/2017/04/ej5_confielec.jpg

El segundo potencial se ionización es cuando ya se ha separado de los átomos un electrón, entonces tendrían la siguiente configuración electronica:

Descripción: http://matfisqui.com/wp-content/uploads/2017/04/ej5a_confielec.jpg

La segunda energía de ionización será mayor para el Na ya que ha adquirido la configuración de gas noble y costará más energía arrancar otro electrón.

Mayor electronegatividad tendrá el F ya que si gana un electrón consigue la configuración de gas noble, además ya sabemos que es el elemento con mayor electronegatividad de la tabla periódica.

Presentarian un enlace iónico ya se al fluór le interesa ganar un electrón y al Na le interesa perderlo.

Ejercicio resuelto nº 1

Dados los elementos químicos: A(Z = 17) ; B(Z = 20) ; C (Z = 38) ; D ( Z = 45) ; E (Z = 24) ; F (Z = 52) y G (Z = 26), determinar:

a) La configuración electrónica de cada uno de ellos.

b) La configuración de los iones más estables correspondientes a los elementos A, B, F.

c) La configuración electrónica más estable de los iones de los elementos D, E y G.

 

 

Estudiando la configuración electrónica de  la capa de valencia (la más externa de la corteza electrónica) podemos obtener muchos datos sobre los elementos químicos, tales como:

 

a) Sobre la situación del elemento en el S.P.

b) Las posibles valencias del elemento.

c) Tipos de enlace que puede formar el elemento con otros elementos.

 

 

En lo referente a la localización del elemento químico en el S. P., destacaremos:

 

a) El periodo (horizontalmente) viene determinado por el coeficiente matemático mayor de la capa de valencia.

b)  El grupo del S.P. viene determinado por la suma de los exponentes de los orbitales atómicos de la capa de valencia.

 

 

El S.P., hoy día viene dividido en 18 grupos o familias pero también se pueden clasificar en Grupos A y Grupos B. Esta clasificación es FUNDAMENTAL, es muchísimo más útil que la última clasificación ( 18 Grupos).

 

Si queremos distinguir entre Grupos A y Grupos B utilizaremos el método del ELECTRÓN DIFERENCIADOR. Todo elemento presenta un electrón más que el elemento que tiene a su izquierda, a este electrón se le conoce como ELECTRÓN DIFERENCIADOR

 

Si el “electrón diferenciador” está completando o ha completado un orbital atómico del tipo “s” o “p”, el elemento pertenece a los grupos A del S.P.(Elementos representativos)

 

Si el “electrón diferenciador” está completando o ha completado un orbital “d” de la penúltima capa, el elemento químico pertenece a los grupos B ( Elementos de Transición).

 

Si el “electrón diferenciador” completa o ha completa un orbital “f” de la antepenúltima capa, el elemento pertenece a los elementos de Transición Interna (Lantánidos y Actínidos).

 

Si en la capa de valencia nos encontramos con un orbital cuyo coeficiente matemático es inferior al de la capa correspondiente deberemos pasarlo a su capa con el fin de localizar al elemento químico en el S.P . Por ejemplo:

 

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6

 

De la capa de valencia eliminaremos el 3d10 y lo pasaremos a su capa correspondiente.  Quedará de la siguiente forma:   

  

        1s2 2s22p6 3s23p63d10  4s24p6   Capa de valencia para la localización.

 

El Sistema Periódico de los elementos químicos debemos conocerlo perfectamente porque en los enunciados de los ejercicio pueden o no

darnos datos tan importantes como el número atómico, Z, que es fundamental para poder realizar las cuestiones y problemas del S.P y de la Propiedades periódicas. La experiencia me dice que podéis conocerlo, perfectamente, si seguimos los siguientes pasos:

 

a) Aprender de memoria el S.P en sentido vertical, es decir, en grupos o familias.

b) Aprender los números atómicos de los elementos del grpu 1 

 

(I – A).

c) Todos sabemos que en un periodo, de izquierda a derecha aumenta un electrón por casilla del S.P, es decir, todo elemento tiene un electrón más que el elemento que tiene a su izquierda. Si conocemos la configuración electrónica del elemento cabeza de periodo y le sumamos tantos electrones como huecos  nos falten para llegar al elemento problema, obtendremos el número atómico de éste último.

 

 

Otro método que podemos utilizar consiste en:

 

a) Saber el número atómico y por tanto la configuración electrónica del GAS NOBLE que antecede a todo elemento químico. Nos Situamos en el periodo inferior y contamos huecos hasta encontrar el elemento que estamos buscando o bien contando huecos saber el número atómico del elemento en cuestión.

 

    

Ejemplo resuelto nº 2

Dados los elementos químicos A, B, C, D y E de números atómicos:38, 17, 33, 42 y 20 respectivamente. Determinar s posición en el S.P así como la identificación del elemento.

 

Resolución: 

 

Para afrontar este ejercicio debemos conocer la configuración electrónica de cada elemento químico. Aplicaremos el diagrama de Moeler y después aplicaremos el ELECTRÓN DIFERENCIADOR para localizar el elemento y nombrarlo:

 

38A  à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s2  à Como sabéis en la capa de valencia no pueden existir más de ocho electrones.

El coeficiente de la capa de valencia (en rojo) nos proporciona el periodo y la suma de los exponentes de los orbitales atómicos, el grupo. El

Electrón diferenciador nos determinará el grupo, A o B, al cual pertenece el elemento en el S.P.

 

Según lo dicho el elemento A pertenece a: Periodo 5 ( n = 5) ; Grupo 2

 ( II – A) ; Elemento: Estroncio (Sr)

 

17B à 1s2 2s22p6 3s23p5  à Periodo 3 (n = 3) ; Grupo 17 ( VII – A ) ; Elemento: Cloro (Cl) 

 

33C  à  1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d10 4p3  à Para la localización e identificación del elemento debemos eliminar de la capa de valencia  aquellos orbitales atómicos cuyo coeficiente sea menor que el de la capa de valencia y enviarlo a su capa correspondiente:

 

33C  à   1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2 4p3  à Periodo 4 ( n = 4) ; Grupo 15 

 

( V – A); Elemento: Arsénico (As)

 

42D à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d4 à En este caso no debemos pasar el orbital 4d4 a su capa correspondiente puesto que no está completo y no tiene orbital atómico a su derecha.

 

Luego el elemento D pertenece a: Periodo 5 ( n = 5 ); Grupo 6 ( VI – B )  Elemento: Molibdeno (Mo)

 

20E  à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2  à   Periodo 4 (n = 4 ); Grupo 2 ( II – A) ; Elemento: Calcio (Ca) 

   

Ejercicio resuelto nº 3 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza)

Halla la distribución electrónica del Ca y localízalos en el S.P (Z = 20) y del N (Z = 7)

 

Resolución:

En función del diagrama de Moeler:

Ca (Z = 20) = 1s2   2s22p6   3s2 3p6   4s2 à Periodo 4 ; Grupo 2 (II-A)

N (Z = 7) =  1s2   2s2   2p3 à Periodo 2 ; Grupo 15 (V – A)

 

Ejercicio resuelto nº 4  ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza López)

Escribe la configuración electrónica de:  a)   17C1.   b)   17C1–.   c)   27Co.

 

Resolución:

 

Según el diagrama de Moeler:

 

a)  Cl  (Z = 17) = 1s2   2s2   2p6   3s2   3p5

b)  Cl-  (Z = 17) en este caso Z corresponde solo al número de protones, el número de electrones ha aumentado en uno puesto que el cloro se ha ionizado:

 

                            Cl  + 1 e-  à Cl-

 

17Cl- = 1s2   2s2   2p6   3s2   3p6

 

c)  Co (Z = 27) = 1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d7

 

Ejercicio resuelto nº 5 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza)

Escribe la configuración electrónica, localiza e identifica el elemento de los elementos químicos cuyos números atómicos son 28 y 32.

 

Resolución

 

 (Z = 28) = 1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d8 à Periodo 4Grupo 10  à Elemento: Níquel

  

(Z = 32) = 1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d10  4p2

                1s2   2s2   2p6   3s2   3p6  3d10 4s2 4p2 à Periodo 4 ; Grup14: Elemento: Germánio

 

Ejercicio resuelto nº 6 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza)

Indica si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, en estado excitado, o si no son válidas:

a)  1s2 2s2 2p3 3s1

b)  1s2 2s2 2p4

c)  1s2 2s3 2p6 3s2

d)  1s2 2s3 2p6 3s2 3p1 4s1 2p6

 

Resolución:

 

a) 1s2 2s2 2p3 3s1à Estado excitado, se han promocionado electrones del orbital tipo” 2p” al orbital “3s”.

 

b)  1s2 2s2 2p4 à Estado fundamental ,no hay promociones a niveles energéticos más elevados.

c) 1s2 2s3 2p6 3s2 àImposible. En un orbital “s” no pueden existir más de 2 e-.

d) 1s2 2s3 2p6 3s2 3p1 4s1 2p6 à Imposible. Estamos en las mismas circunstancias del caso anterior.

 

 

Ejercicio resuelto nº 7 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza)

Especifica el símbolo de todos los elementos que:

a)  Tienen la configuración electrónica del tipo ns2 np3

b) Tienen lleno el subnivel p del último nivel.

 

 

Resolución:

 

a) Se trata de los elementos pertenecientes al grupo 15 (V-A)   y corresponderá a los elementos químicos: N, P, As, Bi.

b) Si tienen lleno el orbital np6, la capa de valencia debe ser:

    ns2 np6 que corresponde a los gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe,

    Rn.

 

Ejercicio resuelto Nº 8

Identificar el elemento químico al que pertenecen las siguientes configuraciones electrónicas:

a) [Ar] 4s1  ;  b) [Kr] 4d10 5s25p5 ;  c)  [Ne] 3s23p3  

 

     d) [Kr]4d10 5s25p4 

 

Resolución:

 

Aparece en este ejercicio otra de las formas de establecer la configuración electrónica de un elemento químico. Como podéis observar aparece entre corchetes el símbolo de un gas noble y a continuación unos orbitales atómicos que constituirían la capa de valencia de la corteza electrónica. La forma de presentarnos la capa de valencia es muy particular pues debemos hacer unas consideraciones para entenderla:

 

1.- Todos sabemos que en la capa de valencia no pueden existir más de ocho electrones. Esta condición se cumple para los elementos representativos ( Grupos: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18 à antiguos grupos grupos A). En dicha capa aparecerán orbitales tipo “s” o tipo “s” y tipo “p”.

2.- En los elementos de transición y transición interna, el número de electrones puede ser superior, hasta 12 en los de transición y 16 en los de transición interna. La capa de valencia en los elementos de transición aparecerán orbitales tipo  “s” y “d” y en los de transición interna orbitales tipo “s” y tipo “f”.  

3.- Podría ocurrir que en un elemento representativo apareciera en la capa de valencia orbitales tipo “d”, pero estarían completos (10 electrones) entonces no serán tenidos en cuenta para la capa de valencia, además se identifican porque su coeficiente numérico es una unidad inferior al de la capa de valencia. Podrían aparecer orbitales “d” y “f” (14 electrones) pero estarían totalmente ocupados, con coeficientes numéricos inferiores a los de la capa de valencia y por tanto no se contarían para identificar al elemento químico. Veamos estas indicaciones con el ejercicio propuesto:

 

a)   [Ar] 4s1 à período 4 ( n = 4) ; Grupo 1 (I – A) ; Elemento: K  

b) [Kr] 4d10 5s25p5 à Según lo dicho podemos prescindir el 4d10 à

 

[Kr] 4d10 5s25p5  à Periodo 5 ( n = 5 ) ; Grupo 17 ( VII – A )

Elemento: Yodo (I)

c) [Ne] 3s23p3 à  Periodo 3 ( n = 3 ) ; Grupo 15 ( V – A ) ; Elemento: Fósforo (P)

d) [Kr]4d10 5s25p4  à Periodo 5 ( n = 5 ) ; Grupo 16 ( VI – A) ; Elemento: Teluro (te)

 

 

Ejercicio resuelto Nº 9  (Enunciado: IES Al – Ándalus, Dpto. de Física y química. Resol: A. Zaragoza)  

a)Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes:

 Al (Z =13) , Na+ (Z = 11), O2- (Z =8)

b) ¿Cuáles son isoelectrónicos?

 

Resolución:

 

Recordemos que Z ( número atómico ) representa el número de protones y número de electrones , en un átomo neutro. En un ión representa únicamente el número de protones.

 

 

a) 13Al à Se trata de un átomo neutro  à 1s2 2s22p6 3s23p1  ( 13 e- )

 

 

Na+  à 11Na+  à Se trata de un catión  à Inicialmente el Na tenía 11 e- pero al tener una carga positiva en exceso implica la pérdida de un electrón:

 

                                Na  -  1 e-  à Na+

 

 y por lo tanto el catión tiene 10 e-, Na+  à 1s2 2s22p6  ( 10 e- )

 

 

 

O-2  à  Se trata de un anión  à En principio el átomo de Oxígeno tenía 8 e- pero como tiene un exceso de carga -2, implica la ganancia de 2 e-:       O +  2 e-  à O-2

 

Por lo tanto el anión O-2 tiene 10 e- y su configuración electrónica es:

O-2  à 1s2 2s22p6  ( 10 e- )

 

b) El término ISOELECTRÓNICO significa igual número de electrones. Por lo tanto las especies isoelectrónicas serán: Na+

 

O 2–.

 

Ejercicio resuelto Nº 10 (Enunciado: IES Al – Ándalus, Dpto. de Física y química. Resol: A. Zaragoza)  

Los elementos X, Y, Z, tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente. ¿Serán estables los iones X2+, Y2+, Z2-?

 

Resolución:

 

Obtengamos las configuraciones de los átomos neutros:

 

13à 1s2 2s22p6 3s23p1

         20à 1s2 2s22p6 3s23p6 

         35Z à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d10 4p5          

 

      El catión X+2 tiene un exceso de DOS CAGAS POSITIVAS, indica       

       que el átomo X  ha perdido dos electrones:

       

                                          X  -  2 e-  à X+2

 

      y en total tendrá 13 – 2 = 11 e. Su configuración electrónica es:

 

                           X+2  à 1s2 2s22p6 3s1

  

      Para que un ión sea estable tiene que tener en la última capa 8 e-. 

       ( estructura de gas noble de gas Noble).  Excepto el propón H+ que     

        que no tiene electrones en su última capa.  X+2 NO ES ESTABLE.

 

       El catión Y+2 cumple las condiciones de X+2, es decir, ha perdido

       2 e-

                                      Y  -  2 e-  à Y+2

 

      

 

 

El número de electrones de Y+2 será de  20 – 2 = 18 electrones. Y su 

      configuración electrónica es:

    

                         Y+2  à 1s2 2s22p6 3s23p6

 

      En su última capa tiene 8 e- (estructura de gas noble) y por lo tanto 

      es un catión ES ESTABLE.

 

      El anión Z-2 proviene del átomo Z que ha ganado 2 electrones:

 

                                     Z  +  2 e-  à  Z-2

 

El número de electrones de Z-2 es  35 + 2 = 37 electrones. 

     

Su configuración electrónica es:

 

                   Z-2  à 1s22s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s1

 

En su última capa no tiene los 8 e-, indispensables para la estabilidad 

   y por tanto el anión Z-2 NO ES ESTABLE.

 

Ejercicio resuelto  Nº 10 (Enunciado: IES Al – Ándalus, Dpto. de Física y química. Resol: A. Zaragoza)  

Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado:

a) 1s2 2s2 2p6 3s1 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2

 

Resolución:

 

a) 1s2 2s2 2p6 3s1  à Posible en estado fundamental puesto que sigue los pasos indicados en el diagrama de Moeler (diagrama de las diagonales).

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 à Posible en estado fundamental. Las razones son las mismas que en el caso anterior.

c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2  à No es posible en ningún estado. Esta configuración es imposible puesto que en el nivel n = 2 NO PUEDEN EXISTIR ORBITALES “d”.

 

 

Ejercicio resuelto  Nº 11 (Enunciado: IES Al – Ándalus, Dpto. de Física y química. Resol: A. Zaragoza)  

Ordene razonadamente los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 3, 11 y 19, respectivamente, por orden creciente de energía de ionización. 

 

Resolución:

 

Lo primero que tenemos que hacer es la configuración electrónica de todos los átomos:

3à 1s2 2s1  à Periodo 2 (n = 2) ; Grupo 1 (I – A)

11à 1s2 2s22p6 3s1  à  Periodo 3 (n = 3) ;  Grupo 1 (I – A)

19C à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1  à  Periodo 4 (n = 4) ; Grupo 1 (I-A)

 

              Según el diagrama de la Energía de Ionización:

 

 

 

 

 

 

        Todos los elementos pertenecen al grupo 1 (I – A) y según el diagrama al subir en un grupo aumenta la Energía de ionización.

       

El orden pedido es:  C < B < A  

 

Ejercicio resuelto Nº 12  (Enunciado: IES Al – Ándalus, Dpto. de Física y química. Resol: A. Zaragoza)  

Dado el elemento A (Z= 17), justifique cuál o cuáles de los siguientes elementos B (Z=19), C (Z = 35) y D (Z = 11):

a) Se encuentran en el mismo periodo. b) Se encuentran en su mismo grupo. c) Son más electronegativos. d) Tienen menor energía de ionización.

 

Resolución:

 

Lo primer qué haremos es confeccionar la configuración electrónica de todos los átomos para situarnos en el S.P.:

 

17à 1s2 2s22p6 3s23p5  à Periodo 3 (n=3) ; Grupo 17 (VII-A)

19à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1 à Periodo 4 (n=4) ; Grupo 1 (I-A)

35C à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p5 à Para obtener período y grupo à

             1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p5àPeriodo 4 (n=4) ; Grupo 16(VI-A)

11D à 1s2 2s22p6 3s1 à Periodo 3 (n=3) ; Grupo 1 (I-A)  

 

a)

Se encuentran en el mismo periodo: A y D

 

b)

En un mismo grupo: B y D

c)

Según el diagrama de electronegatividad:

 

 

 

 

 

El elemento A pertenece al grupo 17 (VII – A) lo que indica una gran electronegatividad. Otro elemento más electronegativo tiene que estar en el mismo grupo y por encima de él en el S.P. Esta circunstancia no se cumple. El elemento A es el más electronegativo

d)

El diagrama de la Energía de Ionización es el mismo que el de la Electronegatividad, luego llegamos a la conclusión que todos los elementos presentan una Energía de Ionización INFERIOR a la del átomo A.  

 

Ejercicio resuelto Nº 13  ( Enunciado: IES Al – ÁNDALUS ; Resol: A. Zaragoza)

Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a átomos neutros, razone:

A(1s2 2s2 2p2 ) B:(1s2 2s2 2p5 ) C: (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

a) grupo y periodo al que pertenece cada elemento y nombre del mismo. b) El elemento de mayor y el de menor energía de ionización. 

 

Resolución:

 

a)  A:(1s2 2s2 2p2 ) à Periodo 2; Grupo 14 (IV-A) à Elemento:   Carbono.

 

           B:(1s2 2s2 2p5 ) àPeriodo 2; Grupo 17 C (VII-A) à Elemento: 

           Flúor    

           C: (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1) à Periodo 4 ; Grupo 1 (I-A) à 

           Potasio.           

           

b) Según el diagrama de la Energía de Ionización:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

        El elemento más a la derecha y más arriba en el grupo será el que 

         buscamos: B

 

Ejercicio resuelto Nº 14 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza)

Cada una de las siguientes configuraciones corresponden al subnivel al que se añade el último electrón. Escribe el símbolo del átomo correspondiente y su configuración electrónica completa.

a)  2p4    b)  3s1    c)  3p2    d)  3d2.

 

Resolución:

 

a) 2p4 à Podemos confeccionar la configuración electrónica:

 

 

                                           1s2 2s22p4

 

Su capa de valencia seria: 2s2p4 à Periodo 2 : Grupo 16 (VI-A)

Elemento: O

Su configuración electrónica también la podemos poner de la forma:

                                      O = [He]   2p4

 

b)   3s1 à Configuración electrónica completa:

 

 

                            1s2 2s22p6 3s1

 

Periodo 3 (n=3); Grpo 1 (I-A) ; elemento: Na

Su configuración electrónica seria equivalente a esta outra:

                                     Na = [Ne]  3s1

 

c)   3p2  à Configuración electrónica completa:

 

 

                         1s2 2s22p6 3s23p2

 

  Periodo 3 (n=3); Grupo 14 (IV-A) ; Elemento: Si     

                           Si = [Ne]  3s2   3p2

 

d) 3d2 à Configuración electrónica completa:

 

 

                    1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d2

 

 

 

Periodo 4  (n = 4) ; Grupo 4 (IV – B) ; Elemento: Ti

                   Ti = [Ne]   3s2   3p6   4s2   3d2

 

Ejercicio resuelto Nº 15 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza)

Escribe la configuración electrónica del molibdeno y de la plata.

 

Resolución:

 

Si el enunciado no dice nada más es porque el profesor considera un conocimiento perfecto del S.P.

 

Con este conocimiento sabrá que el número atómico del Mo es 42 (Z = 42) y de la Ag 47 ( Z= 47)

 

Siguiendo el diagrama deMoeler:

 

42Mo à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s2 4d4 à [Kr] 5s24d4

 

Esta sería la configuración según el diagrama de Moeler, pero los elementos de transición no cumplen las reglas cómo los elementos representativos. El caso del Mo, elemento de transición, nos gasta una broma y su configuración es:

 

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s1 4d5 à [Kr] 5s14d5

      

47Ag à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d9 à Según Moeler, pero la plata es de transición y su configuración es:

 

     1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s14d10 à [Kr] 5s14d10  

 

Como conclusión DEBEIS CONOCER TODOS AQUELLOS ELEMENTOS QUÍMICOS QUE NO CUMPLEN EL DIAGRAMA DE MOLER (diagrama de las diagonales). 

 

Ejercicio resuelto Nº 16 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza)

Escribe la configuración electrónica de los aniones F–, Cl– y Br– 

 

Resolución:

 

DATOS que debéis saber: ZF = 9 ; ZCl = 17 ; ZBr = 35

 

El anión F- no tiene 9 electrones como dice el número atómico del F. Como hay un exceso de una carga negativa significa que el F ha ganado un electrón:

 

                                        F  +  1 e-  à F-

 

Y por lo tano el anión F- tendrá 10 e- que determinan la configuración electrónica:

 

F-  à 1s2 2s22p6 à [He] 2s22p6 

 

El anión Cl- por las mismas razones que el anión F-, tendrá 18 electrones y su configuración será:

 

                  Cl- à 1s2 2s22p6 3s23p6 à [Ne] 3s23p6

 

El anión Bromuro Br- al igual que el  F- y el Cl-, aumentará el número de electrones en la unidad, 36 electrones, y nos proporciona la configuración:

 

         Br- à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 à [Ar] 3d10 4s2 4p6

   

Ejercicio resuelto Nº 17 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A. Zaragoza)

Escribe la configuración electrónica de los cationes Mn2+, Mn3+, Mn4+ y Mn7+.

 

Resolución:

 

Para resolver el ejercicio es fundamental conocer el número atómico   (Z) del Mn. El enunciado NO LO PROPORCIONA luego deberemos aplicar los métodos explicados en la parte teórica para el conocimiento del S.P. 

 

Sabemos que ZMn = 25 . Su configuración electrónica es:

 

 

Mn  à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d5

 

Para obtener las configuraciones de los iones debemos pasar los orbitales de la última capa  a sus capas correspondientes:

 

Mn à   1s2 2s22p6 3s23p63d5  4s2 à [Ar] 3d5 4s2

 

El catión Mn+2 nace de la semirreacción:

 

                                    Mn  -  2 e-  à  Mn+2

 

El catión Mn+2 tendrá 2 e- menos que el átomo neutro de manganeso, es decir, 23, lo que implica una configuración electrónica:

                                    

                                    Mn+2 à [Ar] 3d5                    

 

El catión Mn+3 procede de la perdida de tres electrones del átomo de Mn:

 

                                   Mn  -  3 e-  à  Mn+3

 

El catión Mn+3 tendrá 25 – 3 = 22 e-, que nos proporciona una configuración electrónica:

                                

                                           Mn+3 à [Ar] 3d4 

 

El catión Mn+4 procede:

 

                               Mn  -  4 e-  à  Mn+4

 

con un total de 25 – 4 = 21 e- :

 

                               Mn+4  à [Ar] 3d3

 

El catión Mn+7 resulta de la pérdida de 7 e- por parte del átomo neutro, teniendo un total de electrones de  25 -7 = 18 electrones, que nos proporcionan la configuración electrónica:

 

                              Mn+7  à  [Ar] ( Configuración electrónica del Argón)

 

Ejercicio resuelto nº 18 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resolución: A.Zaragoza)

¿A qué átomos corresponden las siguientes configuraciones electrónicas?

a)  (Ne) 3s2  

b)  (Ar) 3d5 4s

c)  (Kr) 4d10  

d)  (Kr) 4d10 5s1 5p6 6s1.

 

 

SOLUCIÓN:

a)  Mg (Magnesio) ;    b) Cr (Cromo);    c)  Pd (Paladio);    d) Cs (Cesio)

 

 Ejercicio resuelto Nº 19 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resol: A. Zaragoza)

¿Por qué el primer período sólo tiene dos elementos?

 

Resolución:

 

Porque en el primer nivel (n = 1) sólo hay un subnivel s” (orbital atómico) con dos electrones.

Ejercicio resuelto Nº 20 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resol: A. Zaragoza)

¿Qué caracteriza a los elementos de transición? ¿Y a los de transición interna?

Resolución:

 

 

Que tienen electrones en el subnivel d del penúltimo nivel. Que tienen electrones en el subnivel f del antepenúltimo nivel.

Ejercicio resuelto Nº 21 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resol: A. Zaragoza)

¿A qué se debe la gran estabilidad de los gases nobles?

Resolución:

 

A que tienen ocho electrones en su último nivel energético de la capa de valencia.

 

Ejemplo resuelto Nº 22

Dados los elementos químicos A, B, C, D y E de números atómicos:38, 17, 33, 42 y 20 respectivamente. Determinar su posición en el S.P así como la identificación del elemento.

 

Resolución: 

 

Para afrontar este ejercicio debemos conocer la configuración electrónica de cada elemento químico. Aplicaremos el diagrama de Moeler y después aplicaremos el ELECTRÓN DIFERENCIADOR para localizar el elemento y nombrarlo:

 

 

38A  à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s2  à Como sabéis en la capa de valencia no pueden existir más de ocho electrones.

El coeficiente de la capa de valencia (en rojo) nos proporciona el periodo y la suma de los exponentes de los orbitales atómicos, el grupo. El Electrón diferenciador nos determinará el grupo, A o B, al cual pertenece el elemento en el S.P.

 

Según lo dicho el elemento A pertenece a: Periodo 5 ( n = 5) ; Grupo 2

 ( II – A) ; Elemento: Estroncio (Sr)

 

17B à 1s2 2s22p6 3s23p5  à Periodo 3 (n = 3) ; Grupo 17 ( VII – A ) ; Elemento: Cloro (Cl) 

 

33C  à  1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d10 4p3  à Para la localización e identificación del elemento debemos eliminar de la capa de valencia  aquellos orbitales atómicos cuyo coeficiente sea menor que el de la capa de valencia y enviarlo a su capa correspondiente:

 

33C  à   1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2 4p3  à Periodo 4 ( n = 4) ; Grupo 15 

( V – A); Elemento: Arsénico (As)

 

42D à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d4 à En este caso no debemos pasar el orbital 4d4 a su capa correspondiente puesto que no está completo y no tiene orbital atómico a su derecha.

 

Luego el elemento D pertenece a: Periodo 5 ( n = 5 ); Grupo 6 ( VI – B )  Elemento: Molibdeno (Mo)

 

20E  à 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2  à   Periodo 4 (n = 4 ); Grupo 2 ( II – A)

 

Elemento: Calcio (Ca) 

   

Ejercicio resuelto Nº 23

Identificar el elemento químico al que pertenecen las siguientes configuraciones electrónicas:

b) [Ar] 4s1  ;  b) [Kr] 4d10 5s25p5 ;  c)  [Ne] 3s23p3  

 

     d) [Kr]4d10 5s25p4 

 

Resolución:

 

Aparece en este ejercicio otra de las formas de establecer la configuración electrónica de un elemento químico. Como podéis observar aparece entre corchetes el símbolo de un gas noble y a continuación unos orbitales atómicos que constituirían la capa de valencia de la corteza electrónica. La forma de presentarnos la capa de valencia es muy particular pues debemos hacer unas consideraciones para entenderla:

 

1.- Todos sabemos que en la capa de valencia no pueden existir más de ocho electrones. Esta condición se cumple para los elementos representativos ( Grupos: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18 à antiguos grupos grupos A). En dicha capa aparecerán orbitales tipo “s” o tipo “s” y tipo “p”.

2.- En los elementos de transición y transición interna, el número de electrones puede ser superior, hasta 12 en los de transición y 16 en los de transición interna. La capa de valencia en los elementos de transición aparecerán orbitales tipo  “s” y “d” y en los de transición interna orbitales tipo “s” y tipo “f”.  

3.- Podría ocurrir que en un elemento representativo apareciera en la capa de valencia orbitales tipo “d”, pero estarían completos (10 electrones) entonces no serán tenidos en cuenta para la capa de valencia, además se identifican porque su coeficiente numérico es una unidad inferior al de la capa de valencia. Podrían aparecer orbitales “d” y “f” (14 electrones) pero estarían totalmente ocupados, con coeficientes numéricos inferiores a los de la capa de valencia y por tanto no se contarían para identificar al elemento químico. Veamos estas indicaciones con el ejercicio propuesto:

 

e)   [Ar] 4s1 à período 4 ( n = 4) ; Grupo 1 (I – A) ; Elemento: K  

f) [Kr] 4d10 5s25p5 à Según lo dicho podemos prescindir el 4d10 à

 

[Kr] 4d10 5s25p5  à Periodo 5 ( n = 5 ) ; Grupo 17 ( VII – A )

Elemento: Yodo (I)

g) [Ne] 3s23p3 à  Periodo 3 ( n = 3 ) ; Grupo 15 ( V – A ) ; Elemento: Fósforo (P)

h) [Kr]4d10 5s25p4  à Periodo 5 ( n = 5 ) ; Grupo 16 ( VI – A) ; Elemento: Teluro (te)

 

Ejercicio propuesto nº 24 ( Fuente: IES MIRALBUENO)

¿Por qué el segundo potencial de ionización es mayor que el primero?

Solución: Porque es más difícil arrancar el segundo electrón, al ser mayor la fuerza electrostática del núcleo.

 

Ejercicio resuelto nº 25 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resol: A. Zaragoza)

El potencial de ionización del potasio, ¿es mayor o menor que el del rubidio? ¿Por qué?  

Solución: El potencial de ionización del potasio es mayor que el del rubidio, porque en este, debido al efecto pantalla de los electrones interiores, la atracción del núcleo sobre el electrón del último nivel es menor.

Ejercicio resuelto nº 26 ( Fuente: IES MIRALBUENO)

¿Cómo son las propiedades periódicas de los elementos con carácter metálico fuerte?

Solución: Son elementos con baja energía de ionización baja afinidad electrónica y baja electronegatividad.

Ejercicio propuesto nº 27 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resol: A. Zaragoza)

Dados los elementos 7N, 12Mg, 20Ca, 9F y 5B.

a)  Ordénalos de menor a mayor energía de ionización.

b)Indica a qué grupo del sistema periódico pertenece cada uno.

Soluciones:

a) La energía de ionización de menor a mayor sería:

 

                   Ca < Mg < B < N < F.

b)          N;              grupo 15 (V – A )

             Mg y Ca;   grupo 2 (II – A)

             F;               grupo 17 (VII –A)

             B;               grupo 13 (III – A)

 

Ejercicio resuelto nº 28 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resol: A. Zaragoza)

¿Qué puedes decir de las propiedades periódicas del elemento Z = 4?

Solución: Su estructura electrónica es 1s2  2s2 y corresponde al berilio. Tiene baja: energía de ionización, electronegatividad y afinidad electrónica. Características de los elementos metálicos.

Ejercicio resuelto nº 29 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resol: A. Zaragoza)

¿Tiene el berilio mayor o menor afinidad electrónica que el nitrógeno? ¿Por qué?

 

 

Solución: Menor, porque la afinidad electrónica aumenta, en un mismo periodo, hacia la derecha.

Ejercicio resuelto nº 30 ( Fuente: IES MIRALBUENO. Resol: A. Zaragoza)

De las siguientes parejas, 6C y 9F;  38Sr y 34Se;  3Li y 6C, indica cuáles de los dos elementos tendrá menor afinidad electrónica.

Resultados:

 

Teniendo en cuenta que la afinidad electrónica aumenta en el sistema periódico de izquierda a derecha y de abajo arriba:

 

                       C < F     ;         Sr < Se     ;         Li < C

 

Ejercicio propuesto nº 31( Fuente: IES MIRALBUENO)

Dados los elementos de números atómicos 11, 20, 9, 47 y 18, deduce cuál de ellos:

a)  Es un alcalinotérreo.

b)  Tienede transición.

d)  Tiene gran estabilidad.

Soluciones:

 

a) 20 ; b) 11; c)  47; d) 18; e) 9

 

 

Ejercicio propuesto nº 32 ( Fuente:IES MIRALBUENO)

Tres elementos tienen de número atómico 19, 35 y 54, respectivamente. Indica:

a) Grupo y período al que pertenecen. b) ¿Cuál tiene mayor afinidad electrónica? c) ¿Cuál tiene menor potencial de ionización?

 

Soluciones:

a)  Z= 19, su estructura es [Ar] 4s1, luego es un alcalino, estará en el 4º periodo y en el grupo 1.

   Z = 35, su estructura es [Ar]  4s2 4p5, luego es un halógeno,     

   4 º periodo y en el grupo 17.

            Z = 54, su estructura es [Kr] 5s2 4d10 5p6, es un gas noble, 

             Estará en el 5º periodo y en el grupo 18.       

b) El de mayor afinidad electrónica será el halógeno, es decir el 35.

 

 

c) El de menor potencial de ionización será el alcalino, es decir, el   19. 

 

Ejercicio resuelto Nº 33 ( Fuente: IES MIRALBUENO)

¿Cuáles son los elementos representativos del sistema periódico?

Resolución:

 

a) Son los que poseen subniveles s y p incompletos y todos los anteriores ocupados. Tienen configuraciones de la  ns1 a la  ns2 np5.

 

    b) Una estructura electrónica 1s2 2s2 2p6 3s

    c)  Es un metal 

    e) Tiene una afinidad electrónica grande  

Ejercicio resuelto  Nº 34 (Enunciado: IES Al – Ándalus, Dpto. de Física y química.

Resol: A. Zaragoza)  

Los átomos neutros X,Y,Z, tienen las siguientes configuraciones electrónicas:

X = 1s2 2s2p1 ; Y = 1s2 2s2p5 ; Z = 1s2 2s2p6 3s2

a) Indique el grupo y periodo en que se encuentran.

b) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad.

c) Cuál es el de mayor energía de ionización?

 

Ejercicio propuesto nº 35 ( Fuente:IES MIRALBUENO)

Sabiendo que la estructura electrónica de un elemento  es 1s2 2s2 2p4, deduce si este elemento tiene:

a)  Alto potencial de ionización.

b)  Carácter metálico.

c)  Baja electronegatividad.

 

Ejercicio resuelto Nº 36 (Enunciado: IES Al – Ándalus, Dpto. de Física y química. Resol: A. Zaragoza)  

Justifique que el ión Na+ tiene menor radio que el ión F-.

 

Resolución:

 

Datos que debemos saber: Números atómicos átomos neutros: Na = 11  ;  F = 9

 

La espécie química 11Na+ es un catión en donde el número atómico Z = 11 nos dice que hay 11 propones. En el átomo neutro habían 11 p+ y 11 e-. En el catión sodio 11Na+ siguen existiendo 11 p+ pero al tener un exceso de una carga positiva, nos indica que el átomo de Na ha perdido un electrón con lo cual en el catión solamente existen 10 e-.

 

                                   11Na  -  1e-  à 11Na+

 

En los iones el número atómico, Z, solo se refiere al número de p+.

 

La configuración del catión electrónica del Na+ es1s2 2s22p6

 

Estudiando la capa de valencia (2s22p6), quiero que observéis:

 

1.- Existen 8 e- (Configuración noble). Es lo que se intenta con la IONIZACIÓN.

2.- Estamos en la capa n = 2

 

En lo referente al anión F-, 9F-, existen 9 p+ pero al tener una carga negativa en exceso nos indica que el átomo de Flúor ha ganado 1 e-:

 

                                          9F  +  1 e-  à 9F- 

 

Por lo tanto el anión F- tiene 10 e- repartidos según la configuración electrónica:

 

9F-  à 1s2 2s22p6

 

Al estudiarla observamos:

 

1.- En la última capa hay 8 e-. Esta circunstancia la vamos a encontrar en todos los iones.

2.- Estamos en la capa n = 2

 

Los dos iones poseen la misma última capa y por lo tanto TIENEN EL MISMO número de electrones, pero el átomo de fluor al ganar un electrón y entrar en una capa en donde ya existen 7 e-, entrará pero se producirán unas fuerzas repulsivas entre cargas eléctricas del mismo signo por lo que la ultima capa se hace más grande (efecto pantalla) lo que lleva consigo que el radio del anión F- se mayor que el radio del catión Na+.

                                                  RNa+ < RF-