SOLUCIONARIO DEL LIBRO DE QUÍMICA DE 2 DE BACHILLERATO Unidad didáctica 3: Los elementos químicos y la Tabla Periódica Principales constantes físicas Magnitud Constante de Planck Velocidad de la luz en el vacío Carga elemental Masa del electrón Masa del protón Masa del neutrón Factor de conversión masaenergía Constante de Avogadro Volumen molar (C.N.) Constante de los gases ideales

Símbolo h c e me mp mn

Valor en el Sistema Internacional 6,626 $ 10-34 J $ s 8 -1 2,998 $ 10 m $ s 1,602 $ 10-19 C -31 -4 9,109 $ 10 kg = 5,49 $ 10 u 1,673 $ 10-27 kg = 1,0073 u 1,675 $ 10-27 kg = 1,0087 u u = 931,5 MeV $ c-2

NA Vm R

Constante de Faraday Constante de Rydberg Cero escala Celsius

F R 0 (C

6,02 $ 1023 partículas $ mol-1 22,4 L $ mol-1 8,314 J $ K-1 mol-1 0,082 atm $ L $ K-1 $ mol-1 1,98 cal $ K-1 $ mol-1 9,649 $ 104 C $ mol-1 1,097 $ 107 m-1 273,16 K

Algunas unidades prácticas y su equivalencia en unidades del Sistema Internacional Magnitud volumen masa densidad energía

presión concentración

Unidad litro tonelada unidad atómica de masa gramo/centímetro cúbico kilowatio - hora electronvoltio caloría atmósfera $ litro atmósfera bar parte por millón (en masa) parte por mil millones (en masa) parte por millón de millones (en masa)

Símbolo L t u g $ cm-3 kW $ h eV cal atm $ L atm bar ppm ppb ppt

Equivalencia 10-3 m3 103 kg 1,6603 $ 10-27 kg 10-3 kg $ m-3 3,6 $ 106 J 1,602 $ 10-19 J 4,184 J 2 1,013 $ 10 J 1,013 $ 105 Pa 105 Pa ȝg soluto $ g-1 disolución ȝg soluto$ kg-1 disolución pg soluto $ g-1 disolución

1

53

Z 89 13 51 18 33 85 16 56 4 83 5 35 48 20 6 58 55 30 40 17 27 29 36 24 21 50 38 9 15 87 31 32 72 2 1 26 49 77 57

Elementos químicos más utilizados y sus masas atómicas en u Símbolo Nombre masa Z Símbolo Nombre masa Ac Actinio 227 3 Li Litio 6,491 Al Aluminio 26,98 12 Mg Magnesio 24,31 Sb Antimonio 121,8 25 Mn Manganeso 54,94 Ar Argón 39,95 80 Hg Mercurio 200,6 As Arsénico 74,92 42 Mo Molibdeno 95,94 At Astato 210 60 Nd Neodimio 144,2 S Azufre 32,07 10 Ne Neón 20,18 Ba Bario 137,3 28 Ni Níquel 58,69 Be Berilio 9,012 7 N Nitrógeno 14,01 Bi Bismuto 209,0 102 No Nobelio 253 B Boro 10,81 79 Au Oro 197,0 Br Bromo 79,90 76 Os Osmio 190,2 Cd Cadmio 112,4 8 O Oxígeno 16,00 Ca Calcio 40,08 46 Pd Paladio 106,4 C Carbono 12,01 47 Ag Plata 107,9 Ce Cerio 140,1 78 Pt Platino 195,1 Cs Cesio 132,9 82 Pb Plomo 207,2 Zn Cinc 65,39 94 Pu Plutonio 242 Zr Circonio 91,22 84 Po Polonio 210 Cl Cloro 35,45 19 K Potasio 39,10 Co Cobalto 58,93 59 Pr Praseodimio 140,9 Cu Cobre 63,55 91 Pa Protoactinio 231 Kr Criptón 83,80 88 Ra Radio 226 Cr Cromo 52,00 86 Rn Radón 222 Sc Escandio 44,96 45 Rh Rodio 102,9 Sn Estaño 118,7 37 Rb Rubidio 85,47 Sr Estroncio 87,62 34 Se Selenio 78,96 F Flúor 19,00 14 Si Silicio 28,09 P Fósforo 30,97 11 Na Sodio 22,99 Fr Francio 223 81 Tl Talio 204,4 Ga Galio 69,72 43 Tc Tecnecio 99 Ge Germanio 72,59 52 Te Telurio 127,6 Hf Hafnio 178,5 22 Ti Titanio 47,88 He Helio 4,003 90 Th Torio 232,0 H Hidrógeno 1,008 74 W Volframio 183,9 Fe Hierro 55,85 92 U Uranio 238 In Indio 114,8 23 V Vanadio 50,94 Ir Iridio 192,2 54 Xe Xenón 131,3 La Lantano 138,9 53 I Yodo 126,9

2

54

Cuestiones iniciales 1. Contesta y razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones 2+ sobre el átomo de Ar y el catión Ca : a) Ambos poseen el mismo número de electrones. b) Por tanto, tienen el mismo número de protones. c) El tamaño del ión Ca2+ es superior al del átomo de Ar. a) Correcta. El número atómico del Ar es 18 y el del Ca 20, pero el Ca electrones menos. b) Falsa. El Ar tiene 18 protones y el Ca

2+

2+

contiene dos

20 protones.

2+

2+

c) El Ca es más pequeño que el Ar, pues la carga positiva del núcleo del Ca implica mayor atracción de los electrones de la corteza y la consiguiente disminución del tamaño, mientras que en el Ar este efecto no aparece.

2. Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos de boro y silicio, si se sabe que sus números atómicos son, respectivamente, iguales a 5 y 15. Para el B con Z = 5 es 1s2 2s2 2p1 Para el P con Z = 15 es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3. Es lo mismo valencia que número de oxidación? No son conceptos distintos, aunque relacionados. La valencia hace referencia a la capacidad de combinación de un elemento químico con otros. El número de oxidación de un átomo en un compuesto químico es el número de electrones ganados o perdidos por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado. Actividades finales

1. Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos químicos A y B de números atómicos Z = 11 y Z = 16 e indica de qué elementos químicos se tratan. 2 2 6 1 A (Z = 11) es: 1s 2s 2p 3s y es el Na

B (Z = 16) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 y es el S. 2. Escribe las configuraciones electrónicas externas de los metales alcalinotérreos y de los halógenos, poniendo un ejemplo da cada uno de ellos. La de los metales alcalinotérreos es: ns2 y un ejemplo es Ba: 6s2. 2 5 2 5 La de los halógenos es. ns np y un ejemplo es el Cl: 3s 3p

3

55

3. Las siguientes configuraciones electrónicas de átomos en su estado fundamental son incorrectas. Indica por qué: a) 1s2 2s2 2p5 3s1. b) 1s2 2s1 2p6 3s2. c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2. d) 1s3 2s2 2p4. Son incorrectas por: a) 1s2 2s2 2p5 3s1. El subnivel energético 2p pude contener 6 electrones. Por tanto, el electrón 3s debería ir a uno de los orbitos 2p. 2

1

6

2

b) 1s 2s 2p 3s . Análogamente al caso anterior, existe un subnivel de menor energía que no está completo: en este caso, el 2s. Luego uno de los dos electrones del orbital 3s debería ir al orbital 2s. 2

2

6

2

6

2

c) 1s 2s 2p 3s 3p 3d . Antes de empezar a ocuparse el subnivel energético 3d debe estar lleno el subnivel 4s, de menor energía. Por tanto, los dos electrones 3d deberían ir al orbital 4s. d) 1s3 2s2 2p4. El principio de exclusión de Pauli prohíbe que un orbital esté ocupado por más de dos electrones, luego uno de los tres electrones del orbital 1s debería ir a un orbital 2p semilleno.

4. Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental del N, Fe y 2+ Fe . N de Z = 7: 1s2 2s2 2p3 Fe de Z = 26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6, pues los orbitales 3d y 4s son de energía similar, pero los electrones más externos son los de los orbitales 4d, que son los que se arrancan antes. 2 1 2 3 5. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s 3s ; B: 1s 2s ; C: 2 0 0 2 2 6 2 5 2 2 1s 2s 2p 3s 3p ; D: 1s 2s 2px 2py 2pz . Indica razonadamente: a) Las que no cumple el principio de exclusión de Pauli. b) La que no cumple la regla de Hund. c) La que, siendo permitida, contiene electrones despareados. 2 3 a) La configuración electrónica B: 1s 2s no cumple el Principio de Exclusión de Pauli, ya que el orbital 2s tiene tres electrones.

b) La configuración electrónica de D: 1s2 2s2 2px2 2py0 2pz0 no cumple la regla de Hund, pues antes de que el orbital 2px esté ocupado deben estar el 2py y el 2pz semiocupados. c) Las configuraciones electrónicas A y C contienen electrones desapareados. En el primer caso, hay un electrón en el orbital 3s, y en el segundo, un electrón en uno de los tres orbitales 3p. 6. Indica las dos posibles combinaciones de números cuánticos para el electrón de valencia de cada átomo de los elementos químicos Na y K. ¿Cuál de estos dos elementos químicos será más electropositivo? 4

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El Na tiene un electrón de valencia y su configuración electrónica externa pertenece al tercer período y es 3s1. El K está en el mismo grupo, pero en el cuarto período y su configuración electrónica externa es 4s1. Por tanto, las dos posibles combinaciones de números cuánticos, listado ele orden n, l, ml y ms son: Na: (3, 0, 0, + ½ ) o (3, 0, 0, - ½ ) K: (4, 0, 0, + ½ ) o (4, 0, 0, - ½ ) El carácter electropositivo de un elemento químico viene dado por la tendencia a ceder los electrones más externos, en este caso solamente uno y a convertirse en un catión. En el K su electrón de valencia está más alejado del núcleo que en el caso el Na, por lo que en el K está menos fuertemente atraído por el núcleo, y por ello el K es más electropositivo que el Na.

7. Indica razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones: a) Dos iones de carga +1 de los isótopos 23 y 24 del sodio (Z = 11) tienen el mismo comportamiento químico. b) El ión de carga -2 del isótopo 16 del oxigeno (Z = 8) presenta la misma reactividad que el ión de carga -1 del isótopo 18 del oxígeno. c) La masa atómica aproximada del cloro es 35,5 u, siendo este un valor promedio ponderado entre las masas de los isótopos 35 y 37, de porcentajes de abundancia 75 % y 25 %, respectivamente. d) Los isótopos 16 y 18 del oxígeno se diferencian en el número de electrones que poseen. 23 24 a) Cierta. Ambas especies, que se representan por 11 Na + y 11 Na + , tienen igual configuración electrónica, que es la responsable del comportamiento químico, por lo que es correcta la afirmación propuesta.

b) Falsa. Según lo expuesto anteriormente, al tener diferente configuración electrónica, una especie, 168 O 2− , tiene su última capa completa, y la otra, 188 O − , tiene siete electrones, tendrán distinta reactividad. c) Cierta. Cuando un elemento químico se presenta en la naturaleza como mezcla de varios isótopos, su masa atómica es la masa media ponderada de sus isótopos, es decir: M =

35 u · 75 + 37 u · 25 = 35,5 u 100

Hay que decir que este apartado es cierto, pero con salvedades. La masa atómica de un isótopo sólo coincide aproximadamente con el número másico que lo identifica. Así, el isótopo 35 de cloro posee un número másico de 35 (17 protones más 18 neutrones), pero su masa atómica es 34,969 u. Esta pequeña diferencia, pero apreciable, entre el número másico y la masa atómica tiene que ser tenida en cuenta al calcular las masas atómicas de los elementos químicos. d) Falsa. Los isótopos de un mismo elemento químico (neutro) se diferencian en el número de neutrones, no en el de electrones. 5

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8. ¿Cuáles son los dos grupos representativos o principales de la Tabla Periódica a que podría pertenecer un elemento químico cuyo átomo neutro en el estado fundamental tiene dos electrones no apareados? Se trata de un grupo con electrones en orbitales s o p. Y teniendo en cuenta la regla de Hund, sólo pude haber dos electrones no aparados en el subnivel p para los elementos químicos de los grupos que tienen la configuración: ns2 np2, que es la del 2 4 grupo 14, o la ns np , que es la del grupo16, ya que: 2

2

2

2

4

2

1 1 2 1 1 ns np es: ns npx npy y ns np es: ns npx npy npz

9. Los únicos elementos químicos de los metales de transición que presentan carga eléctrica +1 en sus iones son Cu, Ag y Au. Explica este hecho. Las configuraciones electrónicas de dichos metales son excepciones a la regla general dada por el diagrama de Moeller y son: Cu de Z = 29: [Ar] 4s1 3d10 Ag de Z = 47: [Kr] 5s1 4d10 Au de Z = 79: [Xe] 6s1 4f14 5d10 En los tres casos queda un electrón en el orbital s que es el que se pierde al convertirse el metal en catión monopositivo. 10. Si la configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento químico es 4s2 3d10 4p3, indica a qué período y a qué familia pertenece dicho elemento químico y muestra qué número de oxidación puede tener. 2 10 3 4s 3d 4p corresponde a un elemento químico del cuarto período, ya que la cuarta capa o nivel energético es la más alta ocupada y es una configuración electrónica de los elementos químicos pertenecientes al grupo 15, que es el de lo nitrogenoides.

Al ser el nitrogenoide del cuarto período es el As y tiene un número de oxidación negativo y es -3, porque alcanza la configuración del gas noble más próximo, el Kr, por captura de tres electrones. 11. ¿Cuál o cuáles de las siguientes combinaciones son conjuntos válidos de números cuánticos para un electrón de un átomo de carbono en su estado fundamental? Razona la respuesta e indica por qué no son válidas el resto de combinaciones. Combinación n l ml ms A 1 0 1 +½ B 2 0 0 -½ C 2 2 -1 -½ D 3 1 -1 +½ La configuración electrónica del C en su estado fundamental es: C de Z = 6: 1s2 2s2 2p2 6

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Por tanto, la única configuración aceptable de las propuestas es la B que corresponde a un electrón 2s. El resto son inadecuadas por: A: Es una configuración incorrecta, porque para l = 0, ml no puede valer 1. C: Tampoco es una configuración aceptable, porque si n = 2, l no puede tomar el valor de 2. D: Es una configuración físicamente aceptable para un electrón 3p, pero no es adecuada para el carbono en su estado fundamental, ya que carece de ellos. 12. ¿Quién presenta mayor afinidad electrónica, los metales alcalinos o los alcalinotérreos? La afinidad electrónica de los metales alcalinos es pequeña, pero apreciable. El electrón extra se alojaría en el orbital ns, que está semiocupado, y el resultado es una subcapa llena, situación no del todo desfavorable. Por el contrario, los metales alcalinotérreos no muestran tendencia alguna a captar electrones y convertirse en aniones monovalentes. El electrón adicional debería alojarse en una nueva subcapa, la p, de forma que el proceso en energéticamente desfavorable. En consecuencia, aunque la tendencia general es de que la afinidad electrónica crece en la Tabla Periódica hacia la derecha, hay que tener en cuenta que la afinidad electrónica de los metales alcalinos es superior a la de los metales alcalinotérreos. 13. Un átomo neutro de cierto elemento químico tiene 13 electrones. a) Escribe su configuración electrónica, indicando de qué elemento químico se trata. b) ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos para los electrones de su última capa? a) La configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 y se trata de un elemento químico de la familia de los térreos y como está en el tercer nivel es el aluminio. b) Los valores de los números cuánticos de los electrones de su última capa son: De los electrones 3s: El primero: n = 3

l=0

ml = 0

ms = + ½

El segundo: n = 3

l=0

ml = 0

ms = - ½

El electrón 3p:

n=3 l=1

ml = -1, 0, ó +1

ms = + ½ ó - ½

En este último caso hay que decir que hay tres posibilidades para ml y dos para ms. 14. Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1. ¿Cuáles de 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 quinto período de la Tabla Periódica. d) Si el electrón pasara desde el orbital 5s al 6s se emitiría energía luminosa que daría lugar a un línea en el 7

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espectro de emisión. Razona la respuesta. a) Es incorrecta, el átomo no se encuentra en su estado fundamental o de mínima energía. Está en un estado excitado. Para encontrarse en su estado fundamental su 2 2 6 2 6 1 configuración electrónica seria: 1s 2s 2p 3s 3p 4s . b) Correcta. Es el alcalino del cuarto período, es decir el K c) Incorrecta, es el potasio. d) Incorrecta, el paso del orbital 5s al 6s en vez de emitirse energía, se absorbe. En todo caso daría lugar a una línea en un espectro de absorción. 15. La primera energía de ionización del fósforo es 1012 kJ/mol y la del azufre 999,5 kJ/mol. Explica razonadamente si los valores anteriores son los que caben esperar de acuerdo con la configuración electrónica de ambos elementos químicos. Lo que se trata de justificar en el ejercicio es que la primera energía de ionización del fósforo es ligeramente mayor que la de azufre, sin tener en cuenta los valores concretos que se dan. Teniendo en cuenta cómo varía la energía de ionización en un mismo período, sería de esperar, de acuerdo con la tendencia general, un valor más elevado para el azufre, por estar más a la derecha que el fósforo. Sin embargo, viendo las configuraciones electrónicas de la última capa de ambos elementos químicos, encontramos que la del fósforo es: 3s2 3px1 3py1 3pz1 y la del azufre 3s2 3px2 3py1 3pz1. Por lo que el fósforo tiene el subnivel energético 3p semilleno, lo que le confiere una estabilidad adicional, que no tiene el azufre. Por tanto, la eliminación del último electrón del azufre se ve favorecida por el hecho de que la configuración electrónica del fósforo tiene una estabilidad extra. 16. El último electrón que completa la configuración electrónica, en el estado fundamental, de un átomo del elemento químico A tiene como números cuánticos n = 3, l = 2 y el último electrón que completa la configuración electrónica, en el estado fundamental, de un átomo del elemento químico B tiene como números cuánticos n = 4, l = 1. a) Indica, razonadamente, entre qué valores está comprendido el número atómico del elemento químico A y el del elemento químico B. b) Indica, razonadamente, el elemento químico más electronegativo. a)

Para el elemento químico A, el último electrón pertenece a la subcapa 3d. Para el elemento químico B, el último electrón pertenece a la subcapa 4p.

Teniendo en cuenta el orden de llenado de los orbitales de un átomo polielectrónico, 2 2 6 2 6 resulta que el elemento químico A tiene completas las subcapas: 1s 2s 2p 3s 3p 4s2. Por tanto, su número atómico estará comprendido entre Z = 21 (3d1) y Z = 30 (3 d10). Se trata pues, de un metal de transición del cuarto período. El elemento químico B tiene completas las subcapas: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Por 1 6 tanto, su número atómico estará comprendido entre Z = 31 (4p ) y Z = 36 (4 p ). Se 8

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trata pues, de un elemento químico representativo del cuarto período, perteneciente a uno de los grupos que van del 13 al 18. b) La tendencia general de crecimiento par ala electronegatividad es hacia la derecha dentro de un mismo período. Por tanto, el elemento químico B es más electronegativo que el elemento químico A, puesto que ambos pertenecen al mismo período. Sólo hay que tener en cuenta que si B tiene Z = 36 se trata de un gas noble y en este caso no está definida la electronegatividad. 17. Ordena los siguientes cationes en orden creciente de su radio iónico: Be2+, Li+, Na+ y K+. Razona la respuesta. Puesto que todos lo iones se han formado perdiendo el electrón o los dos electrones 2+ de su capa de valencia (caso del Be ), todos ellos tiene una capa electrónica menos que el elemento químico del que proceden. Es decir, el Be2+ y el Li+ tienen la configuración electrónica 1s2; la del Na+ es 1s2 2s2 2p6 y la del K+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Pero como el Be2+ tiene mayor Z que el Li+, siendo ambos isoelectrónicos, atraerá con mayor intensidad la nube electrónica exterior, siendo por tanto más pequeño. De esta forma el orden es: Be2+ < Li+ < Na+ < K+ 18. Para los tres elementos químicos siguientes, el número atómico es 19, 35 y 54; indica de forma razonada: a) El elemento químico y su configuración electrónica. b) Grupo y período de la Tabla Periódica al cual pertenece. c) El elemento químico que tiene menor energía de ionización. d) El número de oxidación más probable en cada caso. e) La configuración electrónica de los iones resultantes en el apartado anterior. a) Las configuraciones electrónicas son: Z = 19: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, que es la del potasio. Z = 35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5, que es la del bromo. Z = 54: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6, que es la del xenón. b) El potasio está en el grupo 1, el de los halógenos y en el cuarto período. El bromo, en el grupo 17, el de los halógenos y en el cuarto periodo. El xenón en el grupo 18, el de los gases nobles y en quinto período. c) Viendo la situación en la Tabla Periódica de los tres elementos químicos, el potasio es el que tiene el valor más bajo de la energía de ionización. d) Admitiendo que el número de oxidación más probable es aquel que alcanza un elemento químico cuando adquiere la configuración electrónica del gas noble más próximo (cediendo o tomando electrones), en el potasio es +1, en el bromo -1 y el xenón por ser gas noble es 0. + 2 2 6 2 6 e) K : 1s 2s 2p 3s 3p

9

61

Br-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 El xenón no tiene tendencia a ganar o perder electrones, luego no tiene tendencia a formar iones. 19. Si arrancamos un electrón a cada una de las siguientes especies, He, Li+ y 2+ Be , ¿la energía para realizar el proceso será la mismas en los tres casos? Razona la respuesta. Las tres especies son isoeléctronicas, pues todas ellas tienen dos electrones en la primera capa o nivel energético. Sin embargo, el número atómico, es decir el número + 2+ de cargas positivas del núcleo que hay es Z = 3 par el Li y Z = 4 para el Be . Por tanto, la intensidad de las fuerzas de atracción que ejerce el núcleo sobre el electrón más externo que se quiere arrancar es diferente en cada caso. Es decir, la energía necesaria para este proceso no sería la misma. El orden previsible de energía de mayor a menor es el siguiente: Be2+ > Li+ > He. 20. En la misma columna de la Tabla Periódica se encuentran los siguientes elementos químicos, colocados por orden creciente del número atómico: flúor, cloro y bromo. El número atómico del flúor es 9. a) Escribe la configuración electrónica de los tres elementos químicos. b) Razona cuál de ellos es el más electronegativo. c) Explica el ión que tiene tendencia a formar cada uno de ellos. d) Explica si cada ión es mayor o menor que el átomo del que procede. a) Como en el tercer período hay ocho elementos químicos, hay que desplazarse 8 lugares para llegar al Cl y en el cuarto período dieciocho, pues hay 18 lugares para llegar al Br, por tanto el Cl tiene Z = 9 + 8 = 17 y el Br Z = 17 + 18 = 35. Por tanto: 2 2 5 F de Z = 9: 1s 2s 2p 2

2

6

2

5

Cl de Z = 17: 1s 2s 2p 3s 3p

Br de Z = 35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 b) El más electronegativo es el F, ya que es el átomo más pequeño. Esto se traduce en que los electrones, al estar más cerca del núcleo, están fuertemente atraídos. c) Los tres elementos químicos tienen tendencia a completar su última capa captando un electrón y adquirir por ello la configuración del anión monovalente correspondiente: F-, Cl-, Br-. d) Es mayor. Al tomar un electrón aumentan las repulsiones electrostáticas, lo que se traduce en que la nube electrónica es expande. 21. Ordena, razonando la respuesta, los siguientes elementos químicos: sodio, aluminio, silicio, magnesio, fósforo y cloro, según: a) Su poder reductor. b) Su carácter metálico. c) Su electronegatividad. El sodio pertenece al grupo 1, el magnesio al 2, el aluminio al 13, el silicio al 14, el 10

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fósforo al 15 y el cloro al 17 y todos ellos pertenecen al tercer periodo. Por tanto: a) y b). El poder reductor está directamente relacionado con el carácter metálico, es decir, con la tendencia a ceder electrones. Esta característica la muestran los elementos químicos de la izquierda de la Tabla Periódica, aumentando a medida que nos desplazamos hacia dicha zona. Esto es debido a que en ese sentido disminuye Z y dentro de la misma capa o nivel energético: por tanto, los electrones, al estar menos atraídos, podrán cederse con mayor facilidad y el orden será: Na > Mg > Al > Si > P > Cl c) La electronegatividad es una propiedad opuesta al carácter metálico, luego el orden de electronegatividad de mayor a menor es: Cl > P > Si > Al > Mg > Na 22. ¿Cómo serán los tamaños del protón y del ión hidruro en comparación con el del átomo de hidrógeno? Razona la respuesta. El tamaño depende de la estructura de la corteza electrónica que, a su vez, depende de dos factores opuestos. La atracción que el núcleo ejerce sobe los electrones y la repulsión interelectrónica. El átomo de hidrógeno, H, el protón, H+, y el anión hidruro, H-, tienen el mismo núcleo: la diferencia está en el número de electrones: 1, 0, y 2, respectivamente. Por tanto, el tamaño crece en el orden: H+ < H < H-. 23. Escribe la configuración electrónica de la capa de valencia de: a) El elemento químico alcalino del cuarto período y del tercer elemento químico de la primera serie de transición. b) ¿Cuál de ellos tiene un radio atómico mayor? a) La configuración electrónica externa del elemento químico alcalino del cuarto 1 2 3 período es 4s y la del tercero de la primera serie de transición es 4s 3d . b) Siendo ambos elementos químicos del cuarto período, el radio atómico mayor corresponde al elemento químico alcalino, que abre el período, pues a medida que nos movemos en el período hacia la derecha, aumenta la carga nuclear, que ejerce cada vez más su influencia sobre la misma capa de valencia. 24. ¿Cómo es posible que el cloro tenga los números de oxidación -1, +1, +3, +5 y +7 y el F sólo -1? La configuración electrónica externa del F es: [He] 2s2 2p5 y la del Cl: [Ne] 3s2 3p5 El F tiene tendencia a captar un electrón para alcanzar la configuración electrónica del gas noble Ne y por ello tiene el número de oxidación -1. Igualmente el cloro tiene dicha posibilidad y así se explica su número de oxidación -1. Pero el cloro tiene sus electrones de valencia en el tercer nivel y la energía de los orbitales 3s, 3p y 3d son similares y como los orbitales 3 d están vacíos, puede ocurrir 11

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la siguiente promoción: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 2 3p5 3s

↑ 3d → 3s1 0

↑ ↑ ↑ 3p3

↑ ↑ ↑ 3d3

que es una configuración con siete electrones desapareados responsable del número de oxidación +7. Pero también puede ocurrir: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 2 5 3s 3p

↑↓ 2 3d → 3s 0

↑ ↑ ↑ 3 3p

↑ ↑ 2 3d

que es una configuración con cinco electrones desapareados responsable del número de oxidación +5. Pero también puede ocurrir: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 3s2 3p5

↑↓ 3d → 3s2 0

↑ ↑ ↑ 3p3

↑ ↑ 3d2

que es una configuración con cinco electrones desapareados responsable del número de oxidación +5. Pero también puede ocurrir: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 3s2 3p5

↑↓ 3d0 → 3s2

↑↓ ↑ ↑ 3p4

↑ 3d1

que es una configuración con tres electrones desapareados responsable del número de oxidación +3. Pero también puede ocurrir: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 2 5 3p 3s

→

↑ 1 3s

↑↓ ↑↓ ↑↓ 6 3p

que es una configuración con un electrón desapareados responsable del número de oxidación +1. 25. Explica cómo es posible que el azufre tenga el número de oxidación +6. La configuración electrónica externa del S es: [Ne] 3s2 3p4 El azufre tiene sus electrones de valencia en el tercer nivel y la energía de los orbitales 3s, 3p y 3d son similares y como los orbitales 3d están vacíos, puede ocurrir la siguiente promoción: ↑↓ 2 3s

↑↓ ↑ ↑ 3p4

3d0 →

↑ 3s1

↑ ↑ ↑ 3p3

↑ ↑ 3d2

que es una configuración con seis electrones desapareados responsable del número de oxidación +6. 12

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26. Sean las configuraciones electrónicas de los átomos neutros. A: 1s2 2s2 2p6 3s1 y B: 1s2 2s2 2p6 6p1. Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a) Se necesita energía para pasar de A a B. b) A y B son elementos químicos distintos. c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A. B corresponde a un estado excitado de A, por lo que: a) Verdadera, pues para pasar del estado fundamental a un estado excitado se requiere el aporte de energía. b) Falsa, pues son el mismo elemento químico. c) Verdadera, pues como se arranca el electrón más externo, en el caso de B, al estar el citado electrón en un orbital más alejado del núcleo, estará menor atraído por él, por lo que costará menos energía arrancarlo. 27. ¿Cuál es la configuración electrónica externa del elemento químico cromo de número atómico 24? Es: [Ar] 4s1 3d5. INVESTIGA 1. Realiza un trabajo sobre la historia del descubrimiento de los elementos químicos a partir de 1940 hasta nuestros días. La noción de isótopo, introducida por Soddy en 1913, sirvió para poner orden en los supuestos elementos radiactivos que se iban encontrando. De igual forma, los trabajos de Moseley sirvieron para identificar al número atómico como la variable determinante de la tabla periódica. Moseley no vivió lo suficiente para ver lo bien que funcionaba su criterio de ordenación atómica, pues murió en 1915 durante el transcurso de la primera guerra mundial. En la época de su muerte se conocía hasta el uranio, que era el elemento de mayor número atómico, 92, pero existían aún varios huecos en la Tabla Periódica, los correspondientes a los números atómicos: 43, 61, 72, 75, 85, 87 y 91. De los elementos químicos conocidos, todos los existentes por encima del 83 eran radiactivos y se consideraba que el uranio era el final de la Tabla Periódica. Al llegar la década de los años cuarenta, el único elemento químico que faltaba por descubrir de la tabla de los 92 elementos químicos era el 61. Éste salió a la luz en 1947 y se llamó promecio, nombre que deriva del dios griego Prometeo, dador de fuego, por haberse obtenido en el fuego del horno nuclear. En 1940 se estaba seguro de que el uranio no era ya el límite, pero los elementos químicos más allá del uranio debían tener una vida tan breve que no existía la menor traza de ellos para encontrarlos en la naturaleza. En ese mismo año, los norteamericanos Mc Millan y Abelson descubrieron el elemento químico 93, que recibió el nombre de neptunio, y con ello se abrió el camino para la aparición de más elementos químicos de la llamada serie de los actínidos. 13

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