1.- ANTECEDENTES HISTÓRICOS - SISTEMA PERIÓDICO

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SISTEMA PERIÓDICO

1.- ANTECEDENTES HISTÓRICOS

Hacia 1828 el número de elementos conocidos era en torno a 50. Ante estos hechos, algún químico como Döberiener intentó establecer una cierta sistemática denominada “triada”, de forma que los constituyentes de dichas triadas presentaban propiedades afines.

Cloro - Bromo - Yodo Azufre - Selenio - Teluro Litio - Sodio - Potasio

Años más tarde, el francés Chancourtois, ordenó a los elementos según sus pesos atómicos y los dispuso en forma helicoidal, sobre un cilindro denominado “Caracol Telúrico” y encontró que los elementos semejantes se agrupaban sobre las correspondientes generatrices (1862).

Dos años después, en 1864, el inglés Newland ordenó esta vez a los elementos de forma que colocados en orden a sus pesos atómicos el octavo elemento situado a partir de uno determinado tenía propiedades semejantes a éste, constituyendo la famosa “ley de las octavas de Newland”.

2.- SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL

Simultáneamente, pero de forma independiente, el ruso Mendeleiev y el alemán Meyer ordenaron a los elementos en orden creciente de pesos atómicos, observando una regularidad en ciertas propiedades químicas tales como la valencia.

La tabla de Mendeleiev fue publicada en 1869, es decir, un año antes de Meyer, siendo el principio ordenador el peso atómico, que incluso en algunos casos no dudó en alterar la posición de algunos pares de elementos cuando dispuestos en orden a sus pesos atómicos, quedaban situados en grupos cuyas propiedades generales no eran concordantes con las de los elementos en cuestión, como era el caso de yodo-teluro.

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No obstante, la clasificación periódica de Mendeleiev presenta defectos que incluso persisten en las tablas actuales:

• El hidrógeno no tiene un lugar adecuado.

• Hay que invertir algunas parejas de elementos químicos como en los casos del Argón/Potasio y Cobalto/Níquel para que concuerden las propiedades en relación a su posición.

• Las “Tierras Raras” no poseen un lugar adecuado dentro de la tabla. • El peso atómico no varía periódicamente.

El sistema periódico de los elementos es una tabla en la que se encuentran agrupados todos ellos, de tal forma que puedan apreciarse fácilmente los grupos de comportamiento químico parecido.

En 1914 Moseley determinó el número atómico de los elementos y comprobó que si se colocaban los elementos por orden creciente de su número atómico, todos quedaban en el lugar requerido por semejanza de propiedades.

La ley periódica se enuncia así en la actualidad: Cuando los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico, tiene lugar una repetición periódica de ciertas propiedades físicas o químicas de aquellos.

El origen de la periodicidad en las propiedades químicas de los elementos radica en la configuración de sus electrones más externos o electrones de valencia, y esta se repite periódicamente.

La actual tabla periódica se debe a Paneth y Werner. En ella los elementos conocidos hasta el momento están clasificados en dieciocho columnas y siete filas. Las filas reciben el nombre de periodos y las columnas de grupos.

En cada grupo se colocan los elementos de propiedades análogas, y cada periodo se construye colocando elementos que aumentan en una unidad el número atómico del elemento precedente. Cada elemento tiene un protón más en el núcleo y un electrón más en la corteza que el elemento anterior.

Se define grupo como el conjunto de elementos con idéntico número de electrones en la capa más externa y similares propiedades químicas.

A las filas se les denomina periodos. Existen 7 periodos que corresponden a 7 niveles energéticos distintos.

2.1.- Configuraciones electrónicas de los elementos químicos

Si determinamos la configuración electrónica de los distintos elementos químicos a partir de sus correspondientes números atómicos y siguiendo los principios de Aufbau y de exclusión de Pauli, se observa que los elementos situados en la misma columna tienen configuraciones electrónicas externa análogas, es decir, a cada grupo del sistema periódico le corresponde una configuración tipo, que es homóloga para los distintos elementos del mismo, excepto muy pocas excepciones.

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En el caso del Cromo, su distribución electrónica mediante el diagrama de llenado sería:

Cr (Z = 24):

[ ]

Ar 4s2 3d4

Por el contrario, su distribución electrónica real es:

Cr (Z = 24):

[ ]

Ar 4s1 3d5

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3.- PROPIEDADES PERIÓDICAS

Radio atómico

El radio atómico es la distancia que separa al núcleo del átomo de su electrón más periférico. Un modo de obtenerlo consiste en dividir entre dos la distancia que separa los núcleos de dos átomos iguales unidos por un enlace covalente sencillo (radio covalente).

Al descender en un grupo, aumenta el efecto pantalla disminuyendo la carga nuclear efectiva (carga nuclear real menos el apantallamiento) y el radio atómico es también mayor. Al bajar en un grupo los electrones entran en capas de mayor valor de n, por lo que irá aumentando su distancia al núcleo y por tanto, se sentirán menos atraídos.

Dentro de un mismo periodo el radio atómico disminuye a medida que aumenta Z. Esto es debido a que aunque el nivel electrónico está cada vez más poblado estos electrones se sitúan en un mismo nivel, a la misma distancia del núcleo, mientras que la carga nuclear aumenta y atraen más intensamente a los electrones más externos provocando una contracción en el radio.

En los metales de transición hay una variación del efecto pantalla, que es responsable de variaciones anormales del radio atómico.

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Energía de ionización

La energía de ionización (EI) o potencial de ionización (PI) se define como la mínima energía que hay que proporcionar a un átomo, en estado gaseoso y fundamental, para arrancar un electrón de su capa de valencia:

X + energía → X+ + e

-El electrón que sale es el más externo una vez escrita la configuración electrónica con todos los orbitales en orden creciente de n, y para el mismo valor de n en orden creciente de l.

La energía de ionización suele expresarse en kJ/mol, aunque a veces se haga en eV/átomo. Dentro de un mismo grupo la energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico. Esto es debido a que al descender en un grupo, se intensifica el efecto pantalla, pues aumenta el número de capas de electrones entre el núcleo y la capa de valencia. Ello hace que disminuya la carga nuclear efectiva y que se necesite menos energía para arrancar el electrón de valencia

En un periodo la energía de ionización aumenta al hacerlo el número atómico. Esto es debido al aumento de la carga nuclear a través de un periodo que hace que los electrones estén más fuertemente unidos al núcleo, aunque puede haber discontinuidades si al perder o ganar un electrón se pierde una estructura de capa o semicapa cerrada.

En los átomos polielectrónicos podemos arrancar más de un electrón, por tanto existe la 1º energía de ionización, la 2ª, etc.

X + E.I.1 → X+ + e

X+ + E.I.

2 → X2+ + e ……….

E.I.1 < E.I.2 < E.I.3 ….

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Afinidad electrónica

La afinidad electrónica (AE) es la energía mínima que cede o desprende un átomo que se encuentra en estado gaseoso y fundamental cuando capta un electrón:

X + e- X- + energía

Al descender en un grupo aumenta la capa de valencia, por lo que el electrón que capte el átomo estará más alejado del núcleo y experimentará menor atracción, lo que hace que se desprenda menos energía (menor AE). Por otro lado al descender en un grupo se intensifica el efecto pantalla, esto hace que se libere menos energía al captar un electrón (menos AE). Estos dos efectos compensan el aumento de la carga nuclear.

Al avanzar en un periodo aumenta la carga nuclear, se eleva la atracción electrostática del núcleo sobre el electrón que capta el átomo y se libera más energía (mayor AE).

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Electronegatividad

La electronegatividad (EN) es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones de un enlace químico. Se puede expresar en unidades de energía (KJ/mol o J/átomo) o en unidades arbitrarias, que dan una idea cualitativa de esa tendencia.

Robert Mulliken estableció la primera escala de electronegatividad al definirla como la media entre la energía de ionización y la afinidad electrónica.

2 AE EI = + EN

Pauling estableció otra escala que resultó más aceptada. Analizando como está distribuida la carga en los enlaces entre átomos (la polaridad del enlace), estableció una escala cualitativa (adimensional) basándose en la tendencia de cada elemento a atraer hacia sí el par de electrones de un enlace. La escala de Pauling se basa en mediciones experimentales de la polaridad de enlace y evita las dificultades de medición de la afinidad electrónica.

Si se piensa que la electronegatividad depende de la energía de ionización y de la afinidad electrónica y que ambas magnitudes se elevan a medida que nos desplazamos hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica, resulta evidente que la electronegatividad se incrementará del mismo modo.

La electronegatividad aumenta al subir en un grupo y al desplazarse a la derecha en un periodo, a excepción de los gases nobles, es decir, es mayor cuanto más arriba y a la derecha de la tabla periódica se encuentre el elemento químico.

Valencia iónica

La valencia iónica de un elemento viene dada por el número de electrones que gana o pierde para formar un ion estable. Un ion es estable cuando tiene una configuración de gas noble o cuando tiene sus capas completas.

- 1 e

Na → 1s22s22p63s1 --- Na+ → 1s22s22p6 Valencia iónica + 1

+ 1 e

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Carácter metálico

Los metales tienen propiedades muy características. Entre ellas destacan su conductividad eléctrica y la posibilidad de combinarse con los no metales para dar sales, para lo cual adquieren carga positiva y se convierten en cationes. Es decir, los metales deben ceder electrones con facilidad (baja EI) y presentar poca tendencia a captarlos (baja AE). Teniendo en cuenta la variación periódica de estas propiedades se puede concluir que el carácter metálico aumenta en sentido opuesto.

Los metales más activos se encuentran en la parte izquierda e inferior de la tabla periódica; los no metales más activos, en la parte derecha y superior

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SISTEMA PERIÓDICO

1. Escribir las configuraciones electrónicas de los elementos de número atómico, Z, igual a 7, 12, 15, 17, 19, 35

a) ¿Cuáles pertenecen a un mismo grupo?

b) Buscar en la tabla periódica el nombre de cada uno de ellos

2. La configuración electrónica del selenio es

1s22s22p63s23p63d104s24p4

a) ¿Cuántos electrones de valencia tiene? b) ¿A qué periodo pertenece?

c) ¿Se trata de un elemento representativo o de un metal de transición?

3. Un ion dinegativo, X2-, posee la configuración electrónica 1s22s22p63s23p6

a) ¿Cuál es el número atómico y símbolo de X? b) ¿A qué periodo pertenece?

4. Ordenar por orden creciente del tamaño de sus átomos los siguientes elementos, todos ellos pertenecientes al periodo 4º

Se (Z=34); Br (Z=35); Ca (Z=20); K (Z=19)

5. Dados los siguientes elementos de configuración electrónica:

a) 1s22s22p2 b) 1s22s22p63s23p2

c) 1s22s22p63s23p63d104s24p2

Razonar la validez de estas afirmaciones

a) Pertenecen al mismo periodo b) Pertenecen al mismo grupo c) C pertenece al 4º periodo d) El número atómico de B es 15

6. Fijándose en el 3º y 4º periodo razona cuáles de las siguientes afirmaciones son válidas

a) El aluminio es un metal más reactivo que el sodio b) El bromo es un no metal

c) El bromo es más reactivo que el arsénico d) El calcio es más reactivo que el magnesio

7. Razonar cuál de las siguientes especies posee mayor tamaño: un átomo de oxígeno neutro (O) o un ion óxido (O2-)

8. La primera energía de ionización del sodio es 5,16 ev/átomo. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones es correcta?

a) Na(g) + e-

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9. La ecuación Br(g) + e-

→ Br- (g) + 3,5 eV indica que:

a) La energía de ionización del bromo es 3,5 eV b) La electronegatividad del bromo es 3,5

c) La afinidad electrónica del bromo es – 3,5 eV (convenio termodinámico)

10. La afinidad electrónica del cloro es – 3,61 eV/átomo, y la del carbono, - 1,25 eV/átomo.

a) Teniendo en cuenta la posición del cloro en la tabla periódica, razonar que convenio de signos se ha utilizado

b) ¿Qué proceso resulta más fácil, la captura de un electrón por parte de un átomo de cloro o por parte de un átomo de carbono?

11. Comparar los metales y no metales en cada uno de los siguientes aspectos a) Signo de las cargas de los iones monoatómicos que forman b) Su posición en la tabla periódica

c) Valores típicos de sus energías de ionización

12. La afinidad electrónica del cloro es – 3,61 eV/átomo. Hallar la energía desprendida cuando un mol de átomos de cloro captan un electrón

Cl(g) + e-

→ Cl- (g) + ?

Datos: 1 eV = 1,6·10-19 J N

A = 6,023·1023

13. La afinidad electrónica del cinc es, utilizando el criterio termodinámico, + 0,9 eV/átomo.

a) La captura de un electrón por parte de un átomo de cinc, ¿desprende o absorbe energía?

b) Expresar la afinidad electrónica del cinc en kJ/mol

Datos: 1 eV = 1,6·1019- J N

A = 6,023·1023

14. El calcio y el estroncio pertenecen a la misma familia del sistema periódico. Ambos elementos forman fácilmente iones dipositivos. Sin embargo, los iones estroncio, Sr2+, se forman aún más fácilmente que los iones calcio, Ca2+.¿Cuál es la razón?

15. La segunda energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un ion monopositivo en estado gaseoso para arrancarle un electrón. La segunda energía de ionización del potasio es 7 veces mayor que su primera energía de ionización. Sin embargo la 2ª energía de ionización del calcio no llega al doble de su 1ª energía de ionización. Explica esta diferencia entre el K y el Ca

A+ (g) + 2ª EI

→ A2+ (g) + e-

16. Ordena de mayor a menor afinidad electrónica los elementos: F, C, O, B y N

17. Escribe la configuración electrónica de los elementos con Z = 11, 14, 35, 38 y 54 a) ¿A qué grupo y periodo pertenecen?

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LA ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO 2016

1.-

a) Explique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son imposibles para un electrón de un átomo: (4,2,0,+1/2); (3,3,2,-1/2); (2,0,1,+1/2); (4,1,1,-1/2) b) Indique los orbitales donde se sitúan los electrones que corresponden con los

grupos de números cuánticos anteriores que están permitidos. c) Justifique cuál de dichos orbitales tiene mayor energía.

2.- Sean los iones Mn2+ y Fe3+. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Ambos tienen la misma configuración electrónica. b) Ambos tienen el mismo número de electrones. c) Son isótopos entre sí.

3.-

a) Indique, justificadamente, los valores posibles para cada uno de los números cuánticos que faltan en las siguientes combinaciones: (3,?,2); (¿,1,1); (4,1,?) b) Escriba una combinación posible de números cuánticos n, l y m para un orbital

del subnivel 5d.

c) Indique, justificando la respuesta, el número de electrones desapareados que presentan en estado fundamental los átomos de Mn y As.

4.- Razone para las siguientes parejas de átomos:

a) El elemento de mayor radio.

b) El elemento de mayor energía de ionización. c) El elemento de mayor electronegatividad.

5.- Sean los elementos X e Y de números cuánticos 38 y 35, respectivamente

a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Razone cuáles serán sus iones más estables. c) Justifique cuál de estos iones tiene mayor radio.

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SISTEMA PERIÓDICO 2015

1.- Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La primera energía de ionización del Al es mayor que la del Cl. b) El radio atómico del Fe es mayor que el del K.

c) Es más difícil arrancar un electrón del ión sodio (Na+) que del átomo de neón.

2.-

a) Escriba la configuración electrónica de los iones Cl- (Z = 17) y K+ (Z = 19). b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

c) Razone entre los átomos de Cl y K cuál tendrá mayor energía de ionización.

3.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 8, 20 y 35, respectivamente: a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos.

b) Justifique el grupo y periodo a los que pertenecen en base a la configuración electrónica.

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SISTEMA PERIÓDICO SELECTIVIDAD 2014

1.- Conteste de forma razonada a las cuestiones acerca de los elementos que poseen

las siguientes configuraciones electrónicas: A = 1s22s22p63s23p64s2 B = 1s22s22p63s23p63d104s24p5

a) ¿A qué grupo y a qué periodo pertenecen?

b) ¿Qué elemento se espera que posea una mayor energía de ionización? c) ¿Qué elemento tiene un radio atómico menor?

2.- Responda a las siguientes cuestiones justificando la respuesta.

a) ¿En qué grupo y en qué periodo se encuentra el elemento cuya configuración electrónica termina en 4f145d56s2?

b) ¿Es posible el siguiente conjunto de números cuánticos (1, 1, 0, ½)?

c) ¿La configuración electrónica 1s22s22p53s2 pertenece a un átomo en su estado elemental?

3.- Dados dos elementos del tercer periodo, A Y B, con 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente, razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas y falsas:

a) A tiene menor energía de ionización. b) B tiene mayor radio atómico.

c) El par de electrones de enlace A-B se encuentra desplazado hacia A.

4.- Escriba la configuración electrónica de: a) Un átomo neutro de número atómico 35. b) El ion F-.

c) Un átomo neutro con 4 electrones de valencia, siendo los números cuánticos principal (n) y secundario (l) de su electrón diferenciador n = 2 y l = 1

5.- El número atómico de dos elementos A y B es 17 y 21, respectivamente.

a) Escriba la configuración electrónica en estado fundamental y el símbolo de cada uno.

b) Escriba el ion más estable de cada uno.

c) ¿Cuál de los dos iones posee mayor radio? Justifica la respuesta.

6.- Razone si las siguientes afirmaciones sobre el átomo de neón y el ion óxido, son verdaderas o falsas:

a) Ambos poseen el mismo número de electrones. b) Contienen el mismo número de protones.

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SISTEMA PERIÓDICO SELECTIVIDAD 2013

1.- Un átomo A tiene 35 electrones, 35 protones y 45 neutrones y otro átomo B posee 20 electrones, 20 protones y 20 neutrones.

a) Indique el número atómico y el número másico de cada uno de ellos. b) Justifique cuál de los dos átomos es más electronegativo.

c) Indique, razonadamente, cuál es el ion más estable de cada uno de ellos y escriba la configuración electrónica de ambos iones.

2.- Para los siguientes elementos Na, P, S y Cl, diga razonadamente cuál es: a) El de menor energía de ionización.

b) El de mayor afinidad electrónica. c) El de mayor radio atómico.

3.- Los elementos X, Y, Z tienen las siguientes configuraciones:

X = 1s22s22p1 Y = 1s22s22p5 Z = 1s22s22p63s2 indique razonadamente a) El grupo y el periodo en el que se encuentran.

b) El que tiene mayor energía de ionización.

c) Los números cuánticos de los electrones desapareados.

4.- Dados los elementos Cl, K y Ar, ordene razonadamente: a) Los elementos de menor a mayor radio.

b) Los elementos de menor a mayor potencial de ionización.

c) Los iones que se obtienen del Cl y K por orden creciente de su radio atómico.

5.- Dados los elementos Ca, S y Br:

a) Escriba sus configuraciones electrónicas.

b) Justifique a partir de la configuración electrónica de su última capa cuáles de estos iones se formarán u cuáles no: Ca2+, S2+, Br

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ESTRUCTURA ATÓMICA 2012

1.- Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Un electrón situado en un orbital 2p podría representarse por los siguientes

números cuánticos (2,1,0,1/2).

b) Un elemento químico que presenta propiedades químicas semejantes al carbono tiene de configuración electrónica de su capa de valencia ns2np2

c) Si un elemento químico que pertenece al grupo 2 pierde dos electrones adquiere una configuración electrónica en su capa de valencia correspondiente al grupo 18

2.- Escriba la configuración electrónica correspondiente al estado fundamental de: a) El gas noble del tercer periodo.

b) El elemento del cuarto periodo con mayor radio atómico. c) El elemento del grupo 15 con mayor electronegatividad.

3.- Indique razonadamente:

a) Cómo evoluciona la primera energía de ionización en los elementos de un mismo periodo al aumentar el número atómico.

b) Si el radio del ion cloruro será mayor o menor que el radio atómico del cloro. c) Que tienen en común el Na+ y el O

2-4.- Para el ion fluoruro (Z = 9) del isótopo cuyo número másico es 19: a) Indique el número de protones, electrones y neutrones

b) Escriba la configuración electrónica.

c) Indique los valores de los números cuánticos de uno de los electrones externos.

5.- Indique razonadamente:

a) La posición en el sistema periódico y el estado de oxidación más probable de un elemento cuyos electrones de mayor energía poseen la configuración 3s2 b) Si un elemento de configuración electrónica de su capa de valencia 4s2p5 es un

metal o un no metal.

c) Por qué en los halógenos la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico del elemento.

6.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 9, 12 y 14, respectivamente, indique razonadamente:

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ESTRUCTURA ATÓMICA 2011

1.- a) Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos de Na y Mg.

b) Justifique por qué el valor de la primera energía de ionización es mayor para el magnesio que para el sodio.

c) Justifique por qué el valor de la segunda energía de ionización es mayor para el átomo de sodio que para el de magnesio.

2.- El número de protones de los núcleos de cinco elementos es: A: 2 B: 11 C: 9 D: 12 E: 13

Justifique mediante la configuración electrónica, el elemento que: a) Es un gas noble.

b) Es el más electronegativo.

c) Pertenece al grupo 1 del Sistema Periódico.

3.- Un átomo X en estado excitado presenta la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p23s1.

a) ¿De qué elemento se trata?

b) Indique los números cuánticos de cada uno de los electrones desapareados de X en su estado fundamental.

4.- Considere los elementos Be, O, Zn y Ar.

a) Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos anteriores.

b) ¿Cuántos electrones desapareados presentan cada uno de esos átomos?

c) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones más estables que puedan formar.

5- Considere las siguientes configuraciones electrónicas: 1) 1s22s22p7 2) 1s22s3 3) 1s22s22p5 4) 1s22s22p63s1 a) Razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli.

b) Justifique el estado de oxidación del ion más probable de los elementos cuya configuración sea correcta.

6.- Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 12, 14, 17 y 37, respectivamente.

a) Escriba las configuraciones electrónicas de A2+ y D.

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SISTEMA PERIÓDICO SELECTIVIDAD 2010

1.- a) Escriba la configuración electrónica de los iones S2- y Fe2+.

b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con S2-.

c) Justifique por qué la segunda energía de ionización del magnesio es mayor que la primera

2.- a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 1s22s22p6 y 1s22s22p63s1. La primera energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro 496 kJ/mol. Asigne cada uno de estos valores a una de las configuraciones electrónicas y justifique la elección.

b) La segunda energía de ionización del átomo de Helio ¿será mayor, menor o igual que la energía de ionización del átomo de hidrógeno? Razone la respuesta

3.- Dos elementos A y B tienen de número atómico 17 y 20, respectivamente.

a) Escriba el símbolo de cada uno y su configuración electrónica en el estado fundamental.

b) Indique el ion más estable de cada uno y escriba su configuración electrónica. c) Justifique cuál tiene mayor radio atómico.

4.- a) Justifique como es el tamaño de un átomo respecto a su anión y con respecto a su catión.

b) Explique que son especies isoelectrónicas y clasifique las siguientes según esta categoría: Cl-; N3-; Al3+; K+; Mg2+

5.- a) ¿Qué caracteriza, desde el punto de vista de la configuración electrónica, a un metal de transición?

b) Indique la configuración electrónica del ion hierro (III) y justifique la existencia de ese estado de oxidación.

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SISTEMA PERIÓDICO SELECTIVIDAD 2009

1.- Considere el elemento cuya configuración electrónica es 1s22s22p63s23p4.

a) ¿De qué elemento se trata?

b) Justifique el periodo y el grupo del sistema periódico al que pertenece c) ¿Cuál será la configuración de su ion más estable?

2.- El ion positivo de un elemento M tiene la configuración electrónica: M2+: 1s22s2p63s2p6d4

a) ¿Cuál es el número atómico de M?

b) ¿Cuál es la configuración de su ion M3+ expresada en función del gas noble que le antecede?

c) ¿Qué números cuánticos corresponderían a un electrón 3d de este elemento?

3.- La siguiente tabla proporciona los valores de las energías de ionización (eV) de tres elementos

1ª 2ª 3ª 4ª Li 5,4 75,6 122,5 --- Na 5,1 47,3 71,9 99,1 K 4,3 31,8 46,1 61,1

a) ¿Por qué la primera energía de ionización disminuye del litio al potasio?

b) ¿Por qué la segunda energía de ionización de cada elemento es mucho mayor que la primera?

c) ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del Li?

4.- Conteste las siguientes cuestiones relativas a un átomo con Z = 7 y A = 14

a) Indique el número de protones, neutrones y electrones

b) Escriba su configuración electrónica e indique el número de electrones desapareados de su estado fundamental

c) ¿Cuál es el número máximo de electrones para los que n = 2, l = 0 y m = 0?

5.- Considerando las configuraciones electrónicas de los átomos: A (1s22s22p63s1) y B(1s22s22p66s1). Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) A y B representan elementos distintos b) Se necesita energía para pasar de A a B

c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A

6.- a) Justifique, de las siguientes especies: F-, Ar y Na+, cuáles son isoelectrónicas b) Enuncie el principio de Pauli y ponga un ejemplo

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SELECTIVIDAD SISTEMA PERIÓDICO

1.- Dados los conjuntos de números cuánticos (2,1,2,1/2); (3,1,-1,1/2); (2,2,1,-1/2); (3,2,-2,1/2)

a) Razone cuales no son permitidos

b) Indique en que tipo de orbital se situaría cada uno de los electrones permitidos

2.- Dadas las especies químicas Ne y O2- razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Ambas especies poseen el mismo número de electrones b) Ambas especies poseen el mismo número de protones c) El radio del ion óxido es mayor que el del átomo de neón

3.- La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2p5

a) Justifique si se trata de un metal o un no metal

b) Indique, razonadamente, un elemento que posea mayor potencial de ionización que A

c) Indique, razonadamente, un elemento que posea menor potencial de ionización que A

4.- La configuración electrónica del ion X3- es 1s22s22p63s23p6

a) ¿Cuál es el número atómico y símbolo de X? b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento?

c) Razone si el elemento X posee electrones desapareados

5.- Para un átomo de número atómico Z = 50 y número másico Z = 126

a) Indique el número de protones, neutrones y electrones que posee b) Escriba su configuración electrónica

c) Indique el grupo y el periodo al que pertenece el elemento correspondiente

6.- El número de electrones de los elementos A, B, C, D y E es 2, 9, 11, 12 y 13 respectivamente. Indique, razonando la respuesta, cuál de ellos:

a) Corresponde a un gas noble b) Es un metal alcalino

c) Es el más electronegativo

7.- El número de protones en los núcleos de cinco átomos es A = 9; B = 15; C = 17; D = 19; E = 20. Razone:

a) ¿Cuál es el más electronegativo?

b) ¿Cuál posee menor energía de ionización?

c) ¿Cuál puede convertirse en un anión divalente estable?

8.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El neón y el O2- tienen la misma configuración electrónica

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c) El neón y el O2- tienen el mismo número de protones

9.- Para un elemento de número atómico Z = 20, a partir de su configuración electrónica

a) Indique el grupo y el periodo al que pertenece y nombre otro elemento del mismo grupo

b) Justifique la valencia más probable de dicho elemento

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SISTEMA PERIÓDICO

1.- Discute que especie química tendrá mayor radio K o K+

I o I

-2.- Los iones F- y Na+ poseen el mismo número de electrones, pero el radio del F- es mayor que el de Na+. Razónalo

3.- Ordena de mayor a menor afinidad electrónica los elementos : Cl, C, B, Ne

4.- Ordenar por orden creciente del tamaño de sus átomos los siguientes elementos, todos ellos pertenecientes al periodo 4º

Se (Z = 34); Br (Z = 35); Ca (Z = 20); K (Z = 19)

5.- Fijándose en el 3º y 4º periodo razona cuáles de las siguientes afirmaciones son válidas:

El aluminio es un metal más reactivo que el sodio El bromo es un no metal

El bromo es más reactivo que el arsénico El calcio es más reactivo que el magnesio

6.- Razonar cuál de las siguientes especies posee mayor tamaño: un átomo de oxígeno neutro (O) o un ion óxido (O2-)

7.- Los números atómicos de los elementos A, B y C son respectivamente 20, 27 y 34. Escriba la configuración electrónica de cada elemento

Indique qué elemento es el más electronegativo y cuál el de mayor radio

Indique razonadamente cuál o cuales de los elementos son metales y cuál o cuáles no metales

8.- Define energía de ionización de un elemento

Justifique por qué la 1ª energía de ionización disminuye al descender en un grupo Dados los elementos F, Ne y Na, ordénelos de mayor a menor energía de ionización

9.- Los números atómicos de los elementos Br y Rb son 35 y 37, respectivamente Escriba la configuración electrónica de cada elemento

Indique el ion más estable de cada elemento y su configuración electrónica Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio

10.- Escribe la configuración electrónica de los elementos con Z = 11, 14, 35, 38 y 54 ¿A qué grupo y periodo pertenecen?

¿Qué valencia iónica son las más frecuentes? ¿Cuál tendrá mayor afinidad electrónica? ¿Cuál tendrá mayor energía de ionización? ¿Cuál tendrá mayor carácter metálico?

11.- El calcio y el estroncio pertenecen a la misma familia del sistema periódico. Ambos elementos forman fácilmente iones dipositivos: sin embargo, los iones estroncio, Sr2+, se forman aún más fácilmente que los iones calcio, Ca2+. ¿Cuál es la razón?

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