Química de la materia: cálculos de moléculas, átomos y densidad de gases

ANDALUCÍA / JUNIO 00. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA /
OPCION A / CUESTIÓN 2
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2.- Razone qué cantidad de las siguientes sustancias tienen mayor número de átomos:
a) 0’5 moles de SO2 b) 14 gramos de Nitrógeno molecular c) 67’2 litros de gas helio en
condiciones normales de presión y temperatura.
Masas atómicas: N = 14; O = 16; S = 32.
Solución:
Llamamos NA al número de Avogadro (6,023·1023
).
a) 0,5 moles SO2
0’5 moles de SO2 tiene ½ NA moléculas à 3/2 NA de átomos.
b) n N2 = 14 / 28 = 0,5 moles N2
14 g de N2 à tiene ½ de NA moléculas à NA de átomos.
c) n He = 67,2 / 22,4 = 3 moles He
67’2 litros de gas helio à 3 moles de He à tiene 3 NA moléculas à 3 NA de átomos.
Tiene mayor número de átomos el caso c) 67’2 litros de Helio.

3.- a) Escriba la estructura de Lewis para las moléculas NF3 y CF4. b) Dibuje la
geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la
Capa de Valencia. c) Considerando las geometrías moleculares, razone acerca de la
polaridad de ambas moléculas.
Números atómicos: C = 6; N = 7; F = 9.
Solución:
a) Según la teoría de Lewis, sabemos que dos átomos pueden formar enlace covalente
compartiendo los electrones desapareados, qedando ambos con estructura de gas noble.
La configuraciones electrónicas de los átomos implicados serían:
C (Z = 6) 1s2
2s2
2p2
C excitado (Z = 6) 1s2
2s1
2p3
(covalencia = 4)
N (Z = 7) 1s2
2s2
2p3
(covalencia = 3)
F (Z = 9) 1s2
2s2
2p5
(covalencia = 1)
En el trifluoruro de nitrógeno, puesto que el N tiene tres electrones desapareados, y el F uno,
el diagrama de Lewis es:
rr
F — N — F
|
F
En el tretrafluoruro de carbono , puesto que el C tiene cuatro electrones desapareados en su
configuración excitada, y el F uno, el diagrama de Lewis es:
F
|
F — C — F
|
F
b) La geometría de las moléculas esta determinada por la distribución espacial de los núcleos
de los átomos y, por tanto, depende de los ángulos de enlace que se conocen de manera
experimental.
Sin embargo, de modo más simple, mediante la teoría de repulsión entre los pares de
electrones de valencia (RPECV), podemos prever en moleculas poliatómicas sencillas
el tipo de geometría.

El NF3 tiene un par de e-
no enlazantes que se disponen lo más lejos posible, hacia uno de los
vértices de un tretraedro imaginario, por tanto, la geometría de la molecula con 3 átomos de F
periféricos y un N central será piramidal.
El CF4 distribuye sus 4 pares de e-
enlazantes hacia los vértices de un tretraedro. Así, la
geometría de la molecula con 4 átomos de F periféricos y un C central será tetraédrica con
ángulos de enlace de 109,5º.
c) Para saber la polaridad de una molécula hay que tener en cuenta los momentos dipolares
que se crean entre los átomos unidos por un enlace covalente polar. Esto se debe a las
diferencias de electronegatividades entre los átomos enlazados.
En el NF3 tenemos 3 enlaces Nd+
— Fd-
polares, que según la geometría dan lugar a un
momento dipolar resultante no nulo y, por consiguiente, la molécula es polar.
En el CF4 tenemos 4 enlaces Cd+
— Fd-
polares, que según la geometría dan lugar a un
momento dipolar resultante nulo y, por consiguiente, la molécula es apolar.

ANDALUCÍA / JUNIO 01. LOGSE / QUÍMICA / OPCIÓN A / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / CUESTIÓN 2
2.- Los átomos neutros X, Y Z, tiene las siguientes configuraciones:
X = 1s2
2s2
p1
; Y = 1s2
2s2
p5
; Z = 1s2
2s2
p6
3s2
a) Indique el grupo y el periodo en el que se encuentran.
b) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad.
c) ¿Cuál es el de mayor electronegatividad?
Solución:
a) X: boroideo del periodo 2: el B.
Y: halógeno del periodo 2: el F.
Z: alcalinotérreo del tercer periodo: el Mg.
b) La electronegatividad es la medida de la fuerza con que un átomo atrae el par de electrones
que comparte con otro en un enlace covalente.Y en los periodos crece de izquierda a derecha,
mientras que en los grupos lo hace al subir, por lo tanto, para los átomos dados:
Mg (Z) < B (Z) < F (Y)
c) La energía o potencial de ionización es la energía que se debe suministrar a un átomo
neutro, gas y en estado fundamental parar arrancarle el electrón más externo, convirtiéndolo
en un ión positivo.
En los periodos aumenta hacia la derecha, porque los no metales tienden a ganar electrones y
no a perderlos, y en los grupos disminuye al bajar porque como aumenta el radio atómico es
más fácil arrancar el electrón.
Por ello, el elemento con mayor energía de ionización será el F. (Y)

ANDALUCÍA / JUNIO 02. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE
LA MATERIA / OPCIÓN A / CUESTIÓN Nº 2
OPCIÓN A
Cuestión 2
2. a) Defina afinidad electrónica.
b) ¿Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica?
c) ¿Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un periodo?
Solución
a) La afinidad electrónica es la energía que se desprende cuando un mol de átomos de un
elemento neutro, gaseoso y en estado fundamental, capta un electrón.
b) En el actual Sistema Periódico, los elementos están situados atendiendo a su número
atómico; a lo largo de los grupos el número atómico va aumentando, dando lugar a columnas
o períodos, con elementos de propiedades comunes (familias)
c) El potencial de ionización es la energía que se debe aportar a un mol de átomos de un
elemento neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más externo.
En el Sistema Periódico, al bajar en un período, aumenta el número de capas de electrones de
los elementos, estando el último electrón más lejos del núcleo, o lo que es lo mismo, menos
atraído por éste, y entonces será más sencillo arrancar el último electrón, luego el P.I.
disminuirá.

ANDALUCÍA / JUNIO 03. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
OPCIÓN A / CUESTIÓN Nº 2
OPCIÓN A
2.- Dado el elemento de Z= 19:
a) Escriba su configuración electrónica.
b) Indique a qué grupo y período pertenece
c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su
electrón más externo?.
Solución:
a) Z = 19: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
b) Es un alcalino (grupo 1) del período cuarto, el potasio (K).
c) El electrón más externo es el del orbital 4s, luego sus números cuánticos serán:
n (período en que se halla el elemento) = 4
l (tipo de orbital) = 0, pues es un orbital tipo "s"
m (orientación espacial del orbital) = 0, al ser "s"
s = + 1 / 2, - 1/ 2
Esto es, los 4 nº cuánticos serán:
(4, 0, 0, + / - 1 / 2)

OPCION A / CUESTIÓN nº 2
2.- Se dispone de tres recipientes que contienen 1 litro de CH4 gas, 2 litros de N2 gas, y 1,5
litros de O3 gas, respectivamente, en las mismas condiciones de presión y temperatura.
Indica razonadamente:
a) ¿Cúal contiene mayor número de moléculas?
b) ¿Cúal contiene mayor número de átomos?
c) ¿Cúal tiene mayor densidad?
Datos: Masas atómicas: H=1; C=12; N=14; O=16.
Solución:
a) Para calcular el número de moléculas que se encuentranen cada uno de los compuestos, hemos
de calcular previamente el número de moles que disponemos. Como todos los compuestos son
gases, emplearemos la ley de los gases ideales, suponiendo condiciones normales, es decir, T =
273ºK y P = 1 atmosfera:
P·V=n·R·T
En el caso del metano: 1·1 = n·0,082·273 n = 0,044 moles.
En el caso del nitrógeno: 1·2 = m·0,0,82·273 n = 0,089 moles.
En el caso del ozono: 1·1,5 = n·0,082·273 n = 0,067 moles.
A continuación, procederemos a calcular el número de moléculas sabiendo que en un mol de
cualquier compuesto hay 6,023·1023
moléculas (siendo el número de Avogadro representado por la
letra N).
número de moléculas = n · N
En el metano: 0,044·6,023·1023
= 2,65·1022
moléculas.
En el nitrógeno: 0,089·6,023·1023
= 5,42·1022
moléculas.
En el ozono: 0,067·6,023·1023
= 4,035·1022
moléculas.
De esta forma, se observa claramente que el gas que contiene un mayor número de moléculas es el
nitrógeno.
b) Para calcular el número de átomos que se encuentranen cada uno, hemos de tener en cuenta el
número de átomos que hay en cada molécula del compuesto a estudiar y multiplicarlo por el número
de moléculas del mismo contenidas en el volúmenindicado (este último número es el calculado en el
apartado anterior):
nº átomos del compuesto = nºmoléculas · nº átomos/moléculas.
Los átomos en el metano, calculados de esa forma son: nº átomos = 2,65·1022
· 5 = 1,325·1023

OPCION A / CUESTIÓN nº 2
En el nitrógeno: nº átomos = 5,42·1022
· 2 = 1,084·1023
átomos
En el ozono: nº átomos = 4,035·1022
· 3 = 1,21·1023
átomos
El que tiene un mayor número de átomos es el metano, como puede observarse.
c) Para calcular la densidad de cada uno, se tendrá presente que:
Densidad = Masa / Volumen.
Como se aprecia, hemos de calcular la masa de cada uno de los compuestos para poder calcular,
posteriormente, la densidad de cada uno. Para ello, utilizaremos el número de moles de cada uno, de
la siguiente forma:
n = nº gramos / peso molecular
nº gramos = n · Peso molecular.
En el caso del metano (Pm = 12 + 4 = 16): nº gramos = 0,044 · 16 = 0,704
En el nitrógeno (Pm = 2·14 = 28): nº gramos = 0,089 · 28 = 2,52
En el ozono (Pm = 3·16 = 48): nº gramos = 0,067 · 48 = 3,216
Conocida la masa podemos calcular la densidad:
En el metano: d = 0,704 / 1 = 0,704 g/L
En el nitrógeno: d = 2,52 / 2 = 1,26 g/L
En el ozono: d = 3,216 / 1,5 = 2,144 g/L
El recipiente del ozono es el que tiene una densidad superior a la de los otros elementos.

ANDALUCIA / JUNIO 99.COU / QUIMICA / DESCRIPTIVA / OPCION B / Nº 1
1.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Cromato de plata, b) Hidróxido de
Cadmio, c) Metilbenceno, d) NO2, e) SiCl4, f) CH3CHO.
Solución:
a) Ag2CrO4
b) Cd(OH)2
c) C6H5(CH3)
d) Dióxido de nitrógeno
e) Tetracloruro de silicio
f) Etanal

ANDALUCIA / JUNIO 99.COU / QUIMICA / ESTRUCTURA MATERIA / OPCIÓN A /
Nº 2.
2.- La fórmula de la morfina es C17H19NO3 .
a) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en un mol de morfina?
b) ¿Cuántos átomos de carbono hay en 10 mg de morfina?
c) ¿Qué masa de morfina contiene 3,01·1023
átomos de nitrógeno?
Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16
Solución:
a) 1 mol de morfina contiene 6,023 · 1023
moléculas, y 3 átomos de oxígeno por molécula, por lo
tanto:
átomos de oxígeno = 3 · 6,023·1023
= 1,807·1024
b) moles de morfina = m(g) / Pm = 0,01 / 285 = 3,5·10-5
moléculas de morfina = 3,5·10-5
· 6,023·1023
= 2,113·1019
moléculas
En cada molécula de morfina hay 17 átomos de carbono
Átomos de carbono = 2,113·1019
· 17 = 3,593·1020
c) átomos de nitrógeno = 3,01·1023
En cada molécula de morfina hay un átomo de nitrógeno, por lo tanto
Moléculas de morfina = 3,01·1023
Moles de morfina = 3,01·1023
/ 6,023·1023
= 0,499
gramos de morfina = moles · Pm = 0,499 · 285 = 142,43 g.

ANDALUCIA / JUNIO 99.COU / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
OPCION B / Nº 2
2.- Los elementos A,B y C tienen de número atómico 11,18 y 25, respectivamente.
a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento.
b) Clasifique dichos elementos como representativos de los bloques s, p, o d.
c) ¿Cuál será la configuración electrónica del ión divalente del elemento C (C+2
)?
Solución:
a) A (Z=11) : 1s2
2s2
2p6
3s1
B (Z=18) : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
C (Z=25) : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d5
4s2
b) El elemento A es representativo del grupo “s”, ya que la configuración electrónica de la
última capa es s1
, es un alcalino.
El elemento B es representativo del grupo “p”, ya que la configuración electrónica de la
última capa es p6
. Se trata de un gas noble.
El elemento C es representativo del grupo “d” ya que este subnivel esta incompleto.
c) C+2
(Z=25) nº de electrones 23 : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d3
4s2

ANDALUCÍA / SEPTIEMBRE 00. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA /
2.- La tabla que sigue corresponde a los puntos de fusión de distintos sólidos iónicos:
Compuesto Na F Na Cl Na Br Na I
Punto de fusión (Cº) 980 801 755 651
Considerando los valores anteriores: a) Indique cómo variará la energía reticular en este
grupo de compuestos. b) Razone cuál es la causa de esa variación.
Solución:
a) La energía reticular (U) variará en este grupo de compuestos, de la siguiente forma:
Variación de U: NaF > NaCl > NaBr > NaI
Variación de los p.f.: NaF > NaCl > NaBr > NaI
Ya que al disminuir la energía reticular disminuye el punto de fusión del compuesto y
viceversa.
La energía reticular es la energía necesaria para separar los iones negativos de los iones
positivos de un mol de sustancia cristalina, hasta una distancia infinita entre ellos.
Cuanto mayor sea la energía reticular de una sustancia, más favorecida está, energéticamente,
la formación de su cristal iónico.
b) La energía reticular puede calcularse a partir de la ecuación de Madelung:
NA · M · Z1 · Z2 · e2
U = · ( 1 – 1/n)
Ro
Donde:
NA (número de Avogadro)
M (constante de Madelung, que depende de la geometría del cristal)
Z1 y Z2 (cargas de los respectivos iones positivo y negativo)
e (carga del electrón)
n (exponente de Born, que mide la compresibilidad del cristal y cuyos valores van de 9 a 12)
La energía reticular es, por tanto, proporcional a la carga de los iones e inversamente
proporcional a la distancia entre ellos.

ANDALUCÍA / SEPTIEMBRE 00. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA /
Las variaciones de cargas y radios iónicos son las siguientes:
Variación Z1 y Z2: NaF = NaCl = NaBr = NaI
En todos los casos del enunciado los iones son monovalentes (Z1=1 y Z2=1).
Variación de Ro : NaF < NaCl < NaBr < NaI
Ya que va aumentando el tamaño atómico del halógeno.
En definitiva, al aumentar Ro va disminuyendo el valor de U, y viceversa.

ANDALUCÍA / SEPTIEMBRE 01. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCIÓN A / CUESTIÓN 2
2.- Defina: a) Energía de ionización. b) Afinidad electrónica. c) Electronegatividad.
Solución:
a) La energía o potencial de ionización es la energía que se debe suministrar a un átomo
neutro, gas y en estado fundamental parar arrancarle el electrón más externo, convirtiéndolo
en un ión positivo.
b) La afinidad electrónica es la energía que desprende un átomo neutro, gas y en estado
fundamental cuando capta un electrón, transformándose en ión negativo.
c) La electronegatividad es la medida de la fuerza con que un átomo atrae el par de electrones
que comparte con otro en un enlace covalente.

ANDALUCÍA / SEPTIEMBRE 02. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE
OPCIÓN A
Cuestión 2
2. a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es?
b) Por qué la molécula BF3 es apolar, aunque sus enlaces estén polarizados?
Solución:
a) Las tres moléculas dadas son compuestos covalentes, pero mientras que el H2 y el I2, son
moléculas formadas por dos átomos idénticos, es decir, con la misma electronegatividad, y
por tanto, apolares; en el caso del HI, los dos átomos de la molécula presentan diferente
electronegatividad, siendo al molécula un dipolo.
La molécula de agua es un dipolo, luego en ella se podrán disolver todas aquellas sustancias
polares, de modo que los H positivos se orienten alrededor de la parte negativa de la
molécula, y los o negativos, alrededor de la parte positiva; como ocurre en el caso del HI, con
un H con la densidad de carga positiva, y un I con la negativa.
b) En la molécula de BF3, tenemos un átomo de B unido a tres de F, la distribución más
estable sería con las uniones B – F, hacia los vértices de un triángulo equilátero, en cuyo
centro se hallaría el átomo de B, que no posee electrones libres; como el F sí presenta pares de
electrones sin compartir, se van a producir repulsiones entre ellos, provocando que los átomos
de F se encuentren lo más alejados posible.
La geometría de la molécula será la que haga mínimas estas repulsiones, es decir, trigonal
plana, con ángulos de enlace de 120º.
Sean las configuraciones electrónicas del B y el F, y la estructura del BF3:
B ( Z = 5 ): 1s2
2s2
2p1
F ( Z = 9 ): 1s2
2s2
2p5
F F
B
F
El F es más electronegativo que el B, luego atrae algo más el par de electrones del
enlace; por lo que cada enlace B – F, es polar, estando los momentos dipolares dirigidos hacia
el F.
F F

ANDALUCÍA / SEPTIEMBRE 02. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE
B
F
Sin embargo, como la molécula presenta una geometría regular, la suma vectorial de los
momentos dipolares es nula, lo que indica que la molécula es apolar.
F F
B
F

ANDALUCÍA/ SEPTIEMBRE 03. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCIÓN A / CUESTIÓN Nº 2
OPCIÓN A
2.- Cuatro elementos que llamaremos A, B, C y D tienen, respectivamente, los números
atómicos:2, 11, 17 y 25. Indique:
a) El grupo y el período al que pertenecen.
b) Cuáles son metales.
c) El elemento que tiene mayor afinidad electrónica.
Solución:
a) A: Z = 2: 1s2
Es un gas noble del grupo 18, y del período 1, el helio, He.
B: Z = 11: 1s2
2s2
2p6
3s1
Es el alcalino (grupo 1) del período 3, el sodio, Na.
C: Z = 17: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
Es el halógeno (grupo 17) del periodo 3: el cloro: Cl.
D: Z = 25: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
Es un metal de transición del cuarto período, y del grupo 7; el manganeso, Mn.
b) Son metales los elementos de Z = 11 y Z = 2, esto es, B y D.
c) La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando un átomo gaseoso, neutro y en
estado fundamental capta un electrón, convirtiéndose en ión negativo. Es más alta a medida
que en la Tabla Periódica se va a la derecha y hacia arriba.
Será el elemento de Z = 17 (denominado C), el de mayor A.E.

ANDALUCIA / SEPTIEMBRE 99.COU / QUIMICA / CINETICA Y EQUILIBRIO /
OPCION B / Nº 3
3.– Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El valor de Kc es independiente de cualquier factor que pueda afectar al equilibrio.
b) En la reacción en equilibrio: Na2CO3(s) ↔ Na2O(s) + CO2(g) , el valor de Kp coincide
con el de la presión total del sistema.
c) Kp y Kc pueden ser iguales en equilibrios entre gases.
Solución:
a) Falso.
El valor de la Kc, que es la constante en equilibrio en función de las concentraciones, depende
de la temperatura que es un factor que puede afectar al equilibrio.
b) Verdadero.
La Kp coincide con el de la presión total del sistema, Kp = Pp (CO2); Kp = PT · XCO2
La única espacie gaseosa es el CO2, por lo tanto Kp = PT.
c) Verdadero
Kp y Kc pueden ser iguales en equilibrios entre gases cuando ∆n = 0
Si ∆n = 0 ⇒ Kp = Kc = Kx
Kp = Kc (RT)∆n
Kp = Kc (RT)0
⇒ Kp = Kc(1) ⇒ Kp = Kc

ANDALUCÍA / SEPTIEMBRE 99. COU / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA /
OPCIÓN A / Nº 2
2.- Elija razonadamente, de entre las siguientes sustancias: diamante, sodio, cloruro de
potasio y butano:
a) Una sustancia no conductora que al fundir se hace conductora.
b) Una sustancia de gran conductividad eléctrica.
c) Una sustancia entre cuyas moléculas se establezcan fuerzas de Van der Waals.
a) Cloruro de potasio (KCl). Es una sal que posee enlace iónico. En estado sólido los iones
estan rígidamente dispuestos en los vértices de una estructura cristalina. Al fundirse este
compuesto se vencen las fuerzas electrostáticas entre iones y estos quedan dispersos,
pudiendo conducir la corriente eléctrica.
b) Sodio (Na). Es un metal, que por lo tanto posee una red de iones positivos sumergida en un
mar de electrones deslocalizados y comunes a toda la red. Por esta razón es un buen conductor
de la electricidad.
c) Butano (C4H10). Es un gas constituido por enlaces covalentes C-C y C-H. Esta sustancia es
capaz de establecer fuerzas de Van der Waals del tipo dipolo instantáneo–dipolo instantáneo
inducido, muy débiles, ya que no posee enlaces suficientemente polares como para ser dipolos
permanentes.

ANDALUCIA / SEPTIEMBRE 99.COU / QUIMICA / ESTRUCTURA MATERIA /
OPCION B / Nº2
2.- ¿Cúantos moles de átomos de nitrógeno hay en cada una de las siguientes sustancias?
a) 3,01 · 1023
moléculas de N2O
b) 6,00 · 10-3
moles de N2O3
c) 2,00 g de NH3
Masas atómicas: H = 1; N = 14
Solución:
a) 3,01 · 1023
moléculas de N2O
En una molécula de N2O, hay 2 átomos de nitrógeno, por lo tanto, tendremos:
2 · (3,01 · 1023
) = 6,02 ·1023
átomos.
moles de átomos de nitrógeno = 6,02 · 1023
/ 6,022 · 1023
= 1
b) 6,00 · 10-3
moles de N2O3
moléculas de N2O3 = (6,00 ·10-3
) · (6,022 · 1023
) = 36,138 · 1020
átomos de nitrógeno = 2 · nº de moléculas de N2O3 = 2 · 36,138 · 1020
= 72,276 · 1020
/ 6,022 · 1023
= 0,012 = 1,2 · 10-3
c) 2,00 g de NH3
Pm (NH3) = 14 + 3 = 17 g / mol
moles de NH3 = m (g) / Pm = 2,00 / 17 = 0,1176
moléculas de amoniaco = 0,1176 · 6,022 · 1023
= 7,1 · 1023
átomos de nitrógeno = 7,1 · 1023
/ 6,022 · 1023
= 0,1176.

ANDALUCÍA/ JUNIO 98. LOGSE/ QUÍMICA/ ESTRUCTURA DE LA MATERIA/
OPCIÓN A/ Nº1
1.-Formule o nombre los siguientes compuestos:
a) Sulfuro de cobre(II)
b) Hidróxido de níquel(III)
c) Metilbenceno (Tolueno)
d) Cl2O
e) CaHPO4
f) (CH3)2CH-CO-CH3
Solución:
a) CuS
b) Ni(OH)3
c)
CH3
x ≡ 14
x
f kjlkj
kjhkh
d) Óxido de cloro(I) o monóxido de dicloro.
e) Hidrogenofosfato de calcio o hidrogenotetraoxofosfato (V) de calcio o bifosfato cálcico.
f) Metilbutanona.

ANDALUCÍA/ JUNIO 98. LOGSE/ QUÍMICA/ ESTRUCTURA MATERIA/ OPCIÓN A/
Nº2
2.-
a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos: X(Z=19); Y(Z=17).
b) Justifique el tipo de enlace que se formará cuando se combinen X-Y o Y-Y.
c) Justifique si las dos especies formadas en el apartado anterior serán solubles en
agua.
Solución:
a) La configuración electrónica del átomo X, cuyo número atómico es 19, en su estado
fundamental es:
1s2
2s2
p6
3s2
p6
4s1
(alcalino, K)
La configuración electrónica del átomo Y cuyo número atómico es 17 es:
1s2
2s2
p6
3s2
p5
(halógeno, Cl)
b) Gracias a la configuracion electrónica, podemos saber en que grupo y periodo de la tabla
periódica se encuentran los átomos. El átomo X se encuentra en el cuarto periodo, grupo Ia. El
átomo Y se encuentra en el tercer periodo, grupo VIIa.
El enlace formado entre los atomos X-Y es un enlace iónico por tratarse de átomos con
electronegatividad muy distinta (metal-nometal) . Se producirá una cesión de electrones por
parte del elemento menos electronegativo (X) hacia el más electronegativo (Y), con la
correspondiente formación de iones monovalentes:
[K+
] [Cl-
]
El enlace Y-Y es un enlace covalente apolar, debido a que se repite el mismo elemento con
electronegatividad elevada. Los dos atomos estan enlazados mediante un par de electrones
comunes formando una molécula diatómica homonuclear Y2.
Cl  Cl
c) El compuesto iónico KCl es un sólido en condiciones normales y además soluble en agua,
debido a su fuerte polaridad. La explicación está en que los dipolos de agua vencen las fuerzas
electrostáticas entre los iones, de diferente signo, que componen el reticulo cristalino
(solvatación).

ANDALUCÍA/ JUNIO 98. LOGSE/ QUÍMICA/ ESTRUCTURA MATERIA/ OPCIÓN A/
Nº2
El Cl2 es una sustancia covalente de tipo molecular, que en condiciones normales resulta ser un
gas. Al ser un compuesto covalente apolar, sera muy poco soluble en agua, pues no hay
interacción eléctrica con las moléculas polares del disolvente.

ANDALUCIA / JUNIO 98.COU / QUIMICA / ESTRUCTURA MATERIA / OPCION A / Nº
2
2.- Los elementos A,B,C y D tienen las siguientes configuraciones electrónicas:
A: 1s2
2s2
p6
3s1
B: 1s2
2s2
p6
3s2
p4
C: B: 1s2
2s2
p6
3s2
p6
D5
4s2
D: 1s2
2s2
p6
3s2
p5
a) Indique el ion más estable que puede formar cada uno de ellos.
b) Escriba la estequiometría que presentarán los compuestos más estables que formen A
con B, C con D y B con D.
c) Cite una propiedad de cada uno de los compuestos del apartado anterior.
Solución:
a) Los elementos A, B y D son representativos del Sistema Periódico y tienden a tomar o ceder
electrones para poder adoptar la configuración de octeto correspondiente a gas noble. Pero, eso lo
hacen ganando o perdiendo el menor número de electrones posibles. El ion más estable que puede
formar cada uno es:
A: 1s 2
2s2
p6
3s1
perdiendo un electrón adquirirá la configuración del gas noble más cercano,
quedando por tanto A+
: 1s2
2s2
p6
B: 1s2
2s2
p6
3s2
p4
ganando dos electrones adquirirá la configuración del gas noble más cercano,
quedando por tanto B2-
: 1s2
2s2
p6
3s2
p6
.
C: 1s2
2s2
p6
3s2
p6
d5
4s2
es un elemento de transición y tiene los orbitales 3d semillenos. Su ion más
estable será el que resulte de perder los dos electrones 4s, quedando C2+
1s2
2s2
p6
3s2
p6
d5
.
D: 1s2
2s2
p6
3s2
p5
ganando un electrón adquirirá la configuración electrónica del gas noble más
cercano, quedando por tanto D-
:1s2
2s2
p6
3s2
p6
.
b) La estequiometría que pueden presentar los compuestos más estables que forman los citados
elementos entre sí viene dada por las fórmulas de dichos compuestos. Teniendo en cuenta el
apartado anterior, estas fórmulas son: A2B, CD2 y BD2.
Los dos primeros compuestos son iónicos (entre metal y no metal), y el último de tipo molecular
(formado por dos no metales entre los que se establecen enlaces covalentes).
c) A2B es un compuesto iónico por lo que tendrá un punto de fusión alto.
CD2 es un compuesto iónico por lo que será soluble en agua.

ANDALUCIA / JUNIO 98.COU / QUIMICA / ESTRUCTURA MATERIA / OPCION A / Nº
2
BD2 es un compuesto molecular por lo que será insoluble en agua y soluble en disolventes
apolares, como benceno o tetracloruro de carbono. Además tendrá un punto de fusión bajo.

ANDALUCÍA/ SEPTIEMBRE 98. LOGSE/ QUÍMICA/ ESTRUCTURA DE LA
MATERIA/ OPCIÓN A/ Nº1
1.-Formule o nombre los siguientes compuestos:
a) Ácido nítrico
b) Óxido de cromo(III)
c) Ácido butanoico
d) Ca3(PO4)2
e) PbO2
f) CH2 CH-COOH
Solución 1:
a) HNO3
b) Cr2O3
c) CH3-CH2-CH2-COOH
d) Fosfato calcico o bistetraoxofosfato (V) de calcio
e) Óxido de plúmbico o dióxido de plomo
f) Ácido propenoico

ANDALUCÍA/ SEPTIEMBRE 98. LOGSE/ QUÍMICA/ ESTRUCTURA DE LA
MATERIA/ OPCIÓN A/ Nº2
2.-Dados los elementos A, B y C, de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente:
a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos.
b) Determine el grupo y período al que pertenecen.
c) Ordénelos en orden creciente de su electronegatividad.
Solución:
a) A (Z=9) 1s2
2s2
p5
[He] 2s2
p5
B (Z=19) 1s2
2s2
p6
3s2
p6
4s1
[Ar] 4s1
C (Z=35) 1s2
2s2
p6
3s2
p6
d10
4s2
p5
[Ar] 3d10
4s2
p5
b) A: pertenece al 2º periodo y al grupo VIIa (halógenos), sería el F.
B: pertenece al 4º periodo y al grupo Ia (alcalinos), sería el K.
C: pertenece al 4º periodo y al grupo VIIa (halógenos), sería el Br.
c) La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí el par de electrones
compartidos en el enlace con otro átomo:
Variación de ε:
- en un periodo aumenta, al aumentar Z.
- en un grupo aumenta al disminuir Z.
⊕
⊕ ε
Por lo que según esta variación, el orden creciente de electronegatividades será: A>C>B

COMUNIDAD DE ARAGÓN /JUNIO 2004. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE
LA MATERIAL OPCIÓN 1/CUESTIÓN 1
1) Defina el concepto de energía de red y ordene los compuestos iónicos NaF, KBr y
MgO según los siguientes criterios:
a) Energía de red creciente y
b) punto de fusión creciente.
Justifique su respuesta.
(1,5 puntos)
SOLUCIÓN CUESTIÓN 1 (OPCIÓN 1)
Se define la energía de red (energía reticular) como la energía desprendida al formarse un
cristal iónico a partir de los iones en estado gaseoso. La energía de red es directamente
proporcional al producto de las cargas de aniones y cationes, e inversamente proporcional a la
distancia que los separa. Este último factor depende fundamentalmente del volumen de los
iones enlazados.
a) En el NaF y el MgO tanto los aniones como los cationes pertenecen al mismo
periodo y aunque existen diferencias de tamaño entre los iones y cationes de los dos
compuestos, en este caso, la mayor carga de los iones en el MgO (O2-
y Mg2+
) es lo
que determina que este compuesto tenga una mayor energía de red que el NaF.
El NaF tiene mayor energía reticular que el KBr ya que sus iones, Na+
y F-
, tienen un
volumen menor que los iones K+
y Br-
, por lo que al estar los centros de las cargas más
cercanos la atracción entre ellos es mayor.
El orden de energía de red es:
KBr < NaF <MgO
a) Cuanto mayor es la energía de red, más difícil es romper un enlace iónico y por lo
tanto fundir el compuesto. Por ello el orden creciente de puntos de fusión coincide con
el orden creciente de energías reticulares establecido en el apartado anterior:
P.F.KBr < P.F.NaF < P.F.MgO

LA MATERIA / OPCIÓN 2 / CUESTIÓN 2
2) Sabiendo que los números atómicos del argón y del potasio son 18 y 19
respectivamente, razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones:
a) El número de electrones de los iones K+
es igual al de los átomos neutros del gas
argón.
b) El número de protones de los iones 39
K+
es igual al de los átomos 40
Ar.
c) Los iones K+
y los átomos de gas argón no son isótopos.
d) El potasio y el argón tienen propiedades químicas distintas.
(2 puntos)
a) Verdadera, ya que el potasio al perder un electrón y formar el catión K+
adquiere la
misma configuración electrónica que el argón.
K+
1s2
, 2s2
2p6
, 3s2
3p6
Ar 1s2
, 2s2
2p6
, 3s2
3p6
b) Falsa, el número de protones es diferente ya que son átomos diferentes. El K+
tiene 19
protones y el argón 18.
c) Verdadera, los isótopos son átomos de un mismo elemento con diferente número de
neutrones.
d) Verdadera, el potasio es un metal alcalino por lo que es sólido a temperatura
ambiente, tiene brillo metálico, conduce el calor y la electricidad, se oxida con
facilidad, etc. Sin embargo, el argón es un gas noble y es químicamente inerte.

LA MATERIA / OPCIÓN 2 / CUESTIÓN 3
3) Una sustancia desconocida tiene un punto de fusión bajo, es muy soluble en benceno,
ligeramente soluble en agua y no conduce la electricidad. Explique razonadamente a
cuál de los siguientes grupos pertenecería probablemente:
a) Un sólido covalente o atómico.
b) Un metal
c) Un sólido iónico
d) Un sólido molecular
(1,5 puntos)
a) Falso, un sólido covalente atómica tiene altos puntos de fusión y ebullición y no es
soluble en disolventes orgánicos e inorgánicos.
b) Falso, los metales son buenos conductores de la electricidad.
c) Falso, los compuestos iónicos tienen altos puntos de fusión y ebullición y son solubles
en agua.
d) Verdadero, los sólidos covalentes moleculares presentan puntos de fusión y ebullición
bajos, no conducen la electricidad y son solubles en disolventes orgánicos. La ligera
solubilidad que presentan en agua es debida a la formación de puentes de hidrógeno
con las moléculas de agua.

COMUNIDAD DE ARAGÖN /SEPTIEMBRE/ 2004/ LOGSE / QUÍMICA
/ESTRUCTURA DE LA MATERIA / OPCIÓN 1/CUESTIÓN 1
OPCIÓN 1.
Cuestión 1.
La configuración electrónica 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
corresponde a un ion dipositivo X2+
. Explique
razonadamente:
a) Cuál es el número atómico del elemento X y de qué elemento se trata.
b) A qué periodo pertenece.
c) El tipo de enlace que formaría el elemento X con un elemento A cuya configuración
electrónica fuera 1s2
2s2
2p5
.
d) La fórmula de un compuesto formado por X y A.
(2 puntos)
a) La configuración electrónica nos indica que X2+
posee 18 electrones. El elemento X
tendrá 2 electrones más, es decir 20 electrones, y como es eléctricamente neutro
poseerá también 20 protones. Su número atómico (Z) es por lo tanto 20 y el elemento
es el calcio.
b) La configuración electrónica de X es : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
El número cuántico n = 4, indica que el elemento X está situado en el cuarto periodo,
y como tiene dos electrones en el subnivel s, pertenece al grupo IIa.
c) X es un metal con tendencia a ceder dos electrones, y la configuración de A se
corresponde a un no metal con tendencia a ganar un electrón. Ambos elementos
formaran un enlace iónico.
d) X → X2+
+ 2e-
(A + e-
→ A-
)2
X + 2A → XA2

COMUNIDAD DE ARAGÓN /SEPTIEMBRE/ 2004/ LOGSE / QUÍMICA /
ESTRUCTURA DE LA MATERIA / OPCIÓN 1/CUESTIÓN 3
OPCIÓN 1.
Cuestión 3.
En cada una de los siguientes apartados coloque razonadamente las sustancias dadas en
orden creciente de la propiedad que se indica:
a) Energía de red de CaO, SrO, MgO.
b) Punto de fusión de LiCl, Lil, LiBr.
c) Ángulo de enlace OF2, BF3.
(1,5 puntos)
Se define la energía de red (energía reticular) como la energía desprendida al formarse un
cristal iónico a partir de los iones en estado gaseoso. La energía de red es directamente
proporcional al producto de las cargas de aniones y cationes, e inversamente proporcional a la
distancia que los separa. Este último factor depende fundamentalmente del volumen de los
iones enlazados.
a) Los tres compuestos contienen el mismo anión (O2-
) y todos los cationes tienen de
carga +2. Por lo tanto, el volumen de los cationes es el factor que va a determinar, en
este caso, la energía reticular de los compuestos. Tendrá menor energía reticular el que
contenga al catión más voluminoso ya que al estar los centros de cargas más alejados
se atraerán con una fuerza menor.
El volumen de los cationes varía según la tabla siguiente:
El orden de energía de red es:
SrO < CaO < MgO
b) Los tres compuestos contienen el mismo catión (Li+
) y todos los aniones tienen de
carga +1. Por lo tanto, es el volumen de los aniones el factor que de termina la energía
reticular. Cuanto menor es la energía de red, más fácil es romper un enlace iónico y
por lo tanto fundir el compuesto.
Teniendo en cuenta como varía en el sistema periódico el volumen de aniones y
cationes representados en la tabla anterior, el orden creciente de los puntos de fusión
sería:

COMUNIDAD DE ARAGÓN /SEPTIEMBRE/ 2004/ LOGSE / QUÍMICA /
ESTRUCTURA DE LA MATERIA / OPCIÓN 1/CUESTIÓN 3
P.F.LiI < P.F.LiBr < P.F.LiCl
c)
Compuesto Notación de
Lewis
Disposición
de los
pares de
electrones
Geometría molecular Angulo de
enlace
OF2 Tetraédrica Angular Menor 109º
BF3 Plana
trigonal
Plana Trigonal 120º

COMUNIDAD DE ARAGÓN /SEPTIEMBRE / 2004/ LOGSE / QUÍMICA /
ESTRUCTURA DE LA MATERIA /OPCIÓN 2 /CUESTIÓN 2
OPCIÓN 2.
Cuestión 2.
a) Escriba las estructuras de Lewis para las moléculas SiCl4 y PCl3.
b) Describa la geometría de estas moléculas.
c) Explique si son polares o no.
(1,5 puntos)
SiCl4 PCl3
a)
b) Tetraédrica Pirámide de base triangular
c) Momento dipolar total nulo por
simetría
Polar

COMUNIDAD DE ARAGÓN /SEPTIEMBRE / 2004/ LOGSE / QUÍMICA /
ESTRUCTURA DE LA MATERIA /OPCIÓN 2 /CUESTIÓN 2

ARAGÓN / JUNIO 00. LOGSE / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
OPCION I / EJERCICIO 2
2.- Dados los átomos A (Z = 12), B (Z = 16) y C (Z = 37) indique:
a) su configuración electrónica
b) qué elementos son, y el grupo y periodo al que pertenecen
c) cuál es el más electronegativo
d) cuál es el ión más estable que forma cada uno de ellos.
(2 puntos)
Solución:
a) La configuraciónelectrónica es la ordenaciónde los electrones en las distintos orbitales en
orden creciente de energía.
A (Z = 12) 1s2
2s2
2p6
3s2
B (Z = 16) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
C (Z = 37) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
5s1
b) El grupo de un elemento viene reflejado en la configuración electrónica por el mayor valor
de “n”. El periodo viene definido en el tipo de orbital que se está llenando; en los periodos 1 y
2 se llenan los orbitales “s”, en los periodos del 3 al 12 se llenan los orbitales “d” y en los
periodos del 13 al 18 se llenan los orbitales “p”.
El elemento A, según su configuración electrónica pertenece al grupo 3 y al periodo 2, ya que
se ha llenado el orbital 3s. Se trata del Mg.
El elemento B pertenece al grupo 3 y al periodo 16. Se trata del S.
El elemento C pertenece al grupo 5 y al periodo 1. Se trata del Rb.
b) La electronegatividad es la tendencia que manifiestan los átomos de un elemento por
atraer sobre sí al par de electrones que les une a átomos de elemento diferente.
En el periodo la electronegatividad aumenta al aumentar el número atómico Z debido a que de
izquierda a derecha se incrementa la carga nuclear efectiva, y tambien la fuerza de atracción
entre los electrones y protones, manteniendose en cambio constante el número de niveles de
energía.
En un grupo esta propiedad aumenta al disminuir Z, ya que en este sentido disminuye la
distancia al núcleo, siendo igual el número de electrones del nivel externo.
En este caso el orden sera: Rb < Mg < S
S será el más electronegativo.

ARAGÓN / JUNIO 00. LOGSE / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
c) En todo átomo al formar iones, los más estables serán aquellos que se acerquen más a la
configuración de gas noble que es la más estable.
Mg formará Mg2+
ya que su configuración electrónica es 1s2
2s2
2p6
S formará S2-
con configuración 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
Rb formará el ión Rb+
con configuración electrónica 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6

ARAGÓN / JUNIO 00. COU / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
2.- Dados los átomos A (Z = 12), B (Z = 16) y C (Z = 37) indique:
a) su configuración electrónica
b) qué elementos son, y el grupo y periodo al que pertenecen
c) cuál es el más electronegativo
d) cuál es el ión más estable que forma cada uno de ellos.
(1 punto)
Solución:
a) La configuraciónelectrónica es la ordenaciónde los electrones en las distintos orbitales en
orden creciente de energía.
A (Z = 12) 1s2
2s2
2p6
3s2
B (Z = 16) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
C (Z = 37) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
5s1
b) El grupo de un elemento viene reflejado en la configuración electrónica por el mayor valor
de “n”. El periodo viene definido en el tipo de orbital que se está llenando; en los periodos 1 y
2 se llenan los orbitales “s”, en los periodos del 3 al 12 se llenan los orbitales “d” y en los
periodos del 13 al 18 se llenan los orbitales “p”.
El elemento A, según su configuración electrónica pertenece al grupo 3 y al periodo 2, ya que
se ha llenado el orbital 3s. Se trata del Mg.
El elemento B pertenece al grupo 3 y al periodo 16. Se trata del S.
El elemento C pertenece al grupo 5 y al periodo 1. Se trata del Rb.
b) La electronegatividad es la tendencia que manifiestan los átomos de un elemento por
atraer sobre sí al par de electrones que les une a átomos de elemento diferente.
En el periodo la electronegatividad aumenta al aumentar el número atómico Z debido a que de
izquierda a derecha se incrementa la carga nuclear efectiva, y tambien la fuerza de atracción
entre los electrones y protones, manteniendose en cambio constante el número de niveles de
energía.
En un grupo esta propiedad aumenta al disminuir Z, ya que en este sentido disminuye la
distancia al núcleo, siendo igual el número de electrones del nivel externo.
En este caso el orden sera: Rb < Mg < S
S será el más electronegativo.

c) En todo átomo al formar iones, los más estables serán aquellos que se acerquen más a la
configuración de gas noble que es la más estable.
Mg formará Mg2+
ya que su configuración electrónica es 1s2
2s2
2p6
S formará S2-
con configuración 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
Rb formará el ión Rb+
con configuración electrónica 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6

4.-Para las moléculas en estado gaseoso H2O, BeCl2 y BF3, indique razonadamente:
a) El número de pares de electrones, enlazantes y no enlazantes, en el entorno del
átomo central.
b) La geometría de las moléculas.
(1 punto)
Solución:
a) Se realizan los diagramas de Lewis de las moléculas.
La molécula de agua esta formada por los siguientes electrones de valencia:
¨
H (1e-
) + O (6e-
) + H (1e-
) -----> H – O– H
¨
e-
enlazantes = 4
e-
no enlazantes = 4
La molécula de BeCl2 esta formada por los siguientes electrones de valencia:
¨ ¨
Cl (7e-
) + Be (2e-
) + Cl (7e-
) -----> : Cl – Be – Cl :
¨ ¨
e-
enlazantes = 4
e-
no enlazantes = 12
La molécula de BF3 esta formada por los siguientes electrones de valencia:
¨ ¨
3 F (3 · 7e-
) + B (3e-
) -----> : F – B – F :
¨ | ¨
: F :
¨
e-
enlazantes = 6
e-
no enlazantes = 18
b) Molécula de agua: la geometría de esta molécula se explica mediante la teoría de
hibridación.
El oxígeno O : 1s2
2s2
2p4
sufre hibridación sp3
, cuatro orbitales sp3
dos completos y dos
semillenos, que serán los que formen los enlaces con los dos átomos de hidrógeno.

O 1s2
(sp3
)2
(sp3
)2
(sp3
)1
(sp3
)1
H (1s1
)
H (1s1
)
La geometría, por lo tanto es angular, ya que aunque la disposición de los cuatro orbitales
híbridos es tetraédrica, como dos de ellos no forman enlace, queda una molécula angular con
un ángulo de 104,5º. Este es algo menor que el teórico de la estructura tetraédrica, debido a
las repulsiones de pares no enlazantes.
La molécula BeCl2 se explica mediante la hibridación sp del Be, dos orbitales sp semillenos,
que serán los que formen los enlaces con los dos átomos de Cl.
Be (sp)1
(sp)1
Cl (1s2
2s2
p6
3s2
p5
)
Cl (1s2
2s2
p6
3s2
p5
)
El ángulo es de 180º y la geometría de la molécula es lineal.
La molécula BF3 se explica mediante la hibridación sp2
del B, tres orbitales sp2
semillenos,
que serán los que formen los enlaces con los tres átomos de F.
B (sp2
)1
(sp2
)1
(sp2
)1
F (1s2
2s2
p5
)
F (1s2
2s2
p5
)
El ángulo es de 120º y la geometría de la molécula es triangular plana.

ARAGÓN / JUNIO 01. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
OPCIÓN 1 / CUESTIÓN 1
1.- Para cada uno de los siguientes apartados, indique el nombre, símbolo, número
atómico y configuración electrónica del elemento de peso atómico más bajo que tenga:
a) Un electrón d.
b) Dos electrones p.
c) Diez electrones d.
d) Un orbital s completo.
Solución:
a) Será el primer metal de transición del primer periodo en que éstos están , es decir, del
cuarto:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d1
Z = 21. Es el escandio: Sc.
b) Será el primer carbonoideo, esto es, el del periodo 2:
1s2
2s2
2p2
Z = 6. Es el carbono: C.
c) Será el último metal de transición del periodo 4, que es el primer periodo en el que
aparecen estos metales:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
Z = 30. Es el zinc: Zn.
d) Será el primer gas noble, pues tiene su última capa completa, y pertenece al periodo 1:
1s2
Z = 2. Es el helio: He.

2.- a) Represente las estructuras de Lewis para cada una de las especies siguientes:
SiH4 BCl3 CHCl3
b) Utilice el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia para
predecir la geometría de dichas especies.
Solución:
a) Las estructuras de Lewis representan los electrones de la capa de valencia de los átomos, y
dan el número de enlaces covalentes formados.
Si: carbonoideo: ns2
np2
: 4 electrones de valencia.
H: 1s1
: 1 electrón de valencia
H
$ $
H : Si : H
$ $
H
B: boroideo: ns2
np1
Cl: halógeno: ns2
np5
$ $
: Cl :
$ $ $ $ $ $
: Cl : B : Cl :
$ $ $ $
C: carbonoideo: ns2
np2
H: 1s1
: 1 electrón de valencia.
Cl: halógeno: ns2
np5
$ $
: Cl :
$ $ $ $ $ $
: Cl : C : Cl :
$ $ $ $ $ $
H

b) Según esta teoría, la geometría se explica en términos de repulsión entre pares de
electrones.
SiH4: molécula con un átomo central sin pares de electrones libres, y con 4 átomos alrededor.
Será un tetraedro regular. Molécula apolar.
BCl3: molécula con un átomo central sin pares de electrones libres, y con 3 átomos en los
alrededores. Su geometría será plana trigonal. Molécula apolar.
CHCl3: molécula con un átomo central sin pares de electrones libres, y rodeado de 4 átomos.
Será un tetraedro regular. Molécula polar.

3.-La primera energía de ionización del fósforo es de 1012 kJ· mol-1
, y la del azufre de
999,5 kJ· mol-1
. Defina energía de ionización e indique razonadamente si los valores
anteriores son los que cabe esperar para la configuración electrónica de los dos
elementos.
Solución:
La primera energía de ionización (E.I.) de un átomo es la cantidad de energía que debe
suministrársele en estado gaseoso, neutro y fundamental para arrancarle electrón más externo.
A + E.I. ¦ A+
+ e-
Se realizan las configuraciones electrónicas de los dos átomos pedidos:
P (Z = 15): ls2
2s2
2p6
3s2
3p3
S (Z = 16): ls2
2s2
2p6
3s2
3p4
En el caso del fósforo la configuración electrónica es más estable por estar el subnivel p
semilleno, mientras que en el azufre la configuración no es tan estable y cuesta
energéticamente menos arrancar un electrón al átomo.

OPCIÓN 1
CUESTIÓN 2
Dados los elementos de números atómicos 19, 25 y 48:
a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental.
b) Indique el grupo y periodo al que pertenece cada uno y explique si el elemento de
número atómico 30 pertenece al mismo periodo o grupo que los anteriores.
c) ¿Qué característica común presentan en su configuración electrónica los elementos de
un mismo grupo?
Solución:
a) Z = 19: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
Z = 25: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
Z = 48: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
3p6
4d10
b) Z = 19: Es el alcalino (grupo 1) del cuarto periodo: el potasio: K
Z = 25: Es un metal de transición del período 3, el Mn.
Z = 48: Es un metal de transición del cuarto período, el Cd.
La configuración del elemento de Z = 30 es:
Z = 30: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
Sería también un metal de transición del tercer período, el Zn; luego sólo coincidiría con el
período del segundo elemento dado.
c) Todos los elementos de un mismo grupo presentan la misma configuración electrónica
externa, es decir, tienen el mismo número de electrones de valencia.

ARAGÓN / JUNIO98. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA / OPCIÓN 1 /
Nº 1
1.- a) Indique el nombre, el símbolo y la configuración electrónica de los elementos de
números atómicos 12,15,17 y 37. (1 punto.)
b) ¿Cuantos electrones desapareados tiene cada uno de esos elementos en su estado
fundamental? (0,5 puntos.)
Solución:
a) Las configuraciones electrónicas son:
A(Z= 12): 1s2
2s2
p6
3s2
Mg; Magnesio
B(Z= 15): 1s2
2s2
p6
3s2
p3
P; Fósforo
C(Z= 17): 1s2
2s2
p6
3s2
p5
Cl; CloroD(Z= 37): 1s2
2s2
p6
3s2
p6
d10
4s2
p6
5s1
Rb; Rubidio
b) Según el principio de Hund, los electrones tienden a ocupar el máximo numero de orbitales
dentro de un subnivel, y los electrones desapareados que haya, tienen que tener espines
antiparalelos.
Los electrones desapareados se encontrarán en el último subnivel.
Los subniveles s se llenan con 2 electrones, los p con 6, los d con 10 y los f se llenan con 14
electrones.
Mg(Z= 12): 1s2
2s2
p6
3s2
No tiene ningún electrón desapareado.
P (Z= 15): 1s2
2s2
p6
3s2
p3
Tiene tres electrones desapareados.
Cl(Z= 17): 1s2
2s2
p6
3s2
p5
Tiene un electrón desapareado.
Rb(Z= 37): 1s2
2s2
p6
3s2
p6
d10
4s2
p6
5s1
Tiene un electrón desapareado.

ARAGÓN / JUNIO98. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA / OPCIÓN 1 /
Nº 3
3.- Teniendo en cuenta la energía de red de los compuestos ionicos, conteste
razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cual de los siguientes compuestos tendrá mayor punto de fusión:
NaF o KBr? (1 punto.)
b) ¿Cual de los siguientes compuestos será más soluble en agua:
MgO o CaS? (0,5 puntos.)
Solución:
a) El NaF y el KBr, presentan enlace ionico. Consistente en una atracción electrostática entre
iones de signo opuesto, que es bastante fuerte, por lo que se necesita bastante energía para
romper la red.
Tendrá mayor punto de fusión aquel compuesto que presente mayores atracciones
electrostáticas entre los iones de signo opuesto. La atracción electrostática viene dada por la
ley de Coulomb:
2
21
21
)rr(
QQ
KF
+
⋅
=
En ambos casos, el valor absoluto de las cargas es la misma, por lo que el factor que
determina la intensidad de las fuerzas de unión será la distancia entre los iones.
Los átomos de Na y F son más pequeños que los de K y Br, por lo que el NaF tiene unas
fuerzas de atracción más intensas, por lo que el punto de fusión será mayor.
b) La disolución implica la rotura de la estructura cristalina. Aquel compuesto que presente
fuerzas interionicas más débiles, será el mas soluble.
En ambos casos las cargas valen lo mismo. Como el Ca esta en el cuarto periodo, y el Mg en
el tercero, será el radio del Ca mayor que el del Mg y, de la misma forma, al estar el S en el
tercer periodo y el O en el segundo, será el radio del S mayor que el radio del O. Por lo que las
distancias interiónicas son mayores en el CaS, y, por tanto, éste será mas soluble.

ARAGÓN / JUNIO 98. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA / OPCIÓN 1 /
Nº 5
5.- La nitroglicerina, de formula C3H5(NO3)3, es un explosivo que se descompone según
la reacción:
4 C3H5(NO3)3 (l) " 12 CO2 (g)+ 10 H2O (g) + O2 (g) + 6 N2 (g)
para la cual DH = -5700 kJ a 25 °C.
a) Calcule la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina, sabiendo que las
entalpías de formación estándar del dióxido de carbono y del agua son, respectivamente,
-393 y -242 kJ/mol, a 25 °C. (1,5 puntos.)
b) Calcule el calor desprendido cuando se descomponen 30 g de nitroglicerina.
(1 punto.)
Solución:
a) reactprodreacción HHH ∆−∆=∆
A La reacción de descomposición de la nitroglicerina es:
4 C3H5(NO3)3 (l) " 12 CO2 (g)+ 10 H2O (g) + O2 (g) + 6 N2 (g)
0)N(H)O(H 2
o
f2
o
f =∆=∆
-5.700 kJ = 12 · (-393) + 10 · (-242) – 4 · )rinanitroglice(fH∆
)rinanitroglice(fH∆ = -359kJ/mol.
b) Los gramos de un mol de nitroglicerina son: Mm = 227 g/mol, y por otro lado 4 moles de
nitroglicerina al descomponerse desprenden 5.700 kJ.
(4 · 227) / 5700 = 30 / x
x = 188 kJ

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 00. LOGSE / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCIÓN 1 / EJERCICIO 2
2.-a) Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones: Na+
, F-
, Ne y Mg2+
indicando qué tienen en común estas especies. b ) Clasifíquelos por orden creciente de
sus radios, justificando esta clasificación. (2 puntos)
Solución:
a) Na (Z = 11), Na+
, al ser un ión positivo, significa que tiene un electrón menos que el átomo
neutro del que procede
Na+
: 1s2
2s2
2p6
F (Z = 9), F-
es un ión negativo por lo que tiene un electrón más que el átomo neutro del que
procede
F-
: 1s2
2s2
2p6
Ne (Z = 10), es un átomo neutro por lo que el número atómico coincide con el número de
electrones
Ne: 1s2
2s2
2p6
Mg (Z = 12), Mg2+
, es un ión con dos cargas positivas lo que significa que tiene dos
electrones menos que el átomo neutro del que procede
Mg2+
: 1s2
2s2
2p6
Por tanto, son todas ellas especies químicas isoelectrónicas.
b) En los cuatro casos el número de electrones es el mismo. Por el contrario, no es igualel
número atómico (Z) que indica la carga nuclear.
Cuanto mayor sea la carga nuclear, para el mismo número de electrones, más atraidos hacia el
núcleo estarán estos, dando lugar a disminución del radio atómico.
Por este motivo la ordenación creciente de R atómico será: Mg2+
< Na+
< Ne < F-

3.- Explique cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los
números cuánticos dados en los apartados siguientes:
a) n = 2; b) n = 3 y l = 1; c) n = 4, l = 2 y ml = 1; d) n = 3, l = 2, ml = 0 y ms = ½.
( 1,5 puntos)
Solución:
• n = número cuántico principal, indica el nivel de energía del orbital, puede tomar valores
desde 1 en adelante.
n representa a un nivel electrónico. Nº máximo e-
/ nivel = 2 · n2
• l = número cuántico secundario o azimutal, indica la forma del orbital, puede tomar
valores desde 0 hasta n – 1.
(n, l) representa a un subnivel electrónico. Nº máximo e-
/ subnivel = 2 · (2l+1)
• ml = número cuántico magnético, indica la orientación en el espacio del orbital, puede
tomar valores desde – l hasta + l.
(n, l, m) representa a un orbital electrónico. Nº máximo e-
/ orbital = 2
• ms = número cuántico de spin, indica el sentido de giro del electrón unicamente puede
valer – ½ ó + ½.
(n, l, m, s) representa a un electrón en un orbital.
a) n = 2 Nº máximo e-
/ nivel = 2 · 22
= 8
La explicación es la siguiente:
Si n = 2, l = 0, 1.
n = 2; l = 0; ml = 0. Es decir, un orbital (l = 0) que es un orbital “s” donde caben 2
electrones cada uno con un spin.
n = 2; l = 1; ml = -1, 0, +1. Por tanto, tres orbitales l que son tres orbitales “p” donde caben
6 electrones, dos en cada uno de ellos
La suma total de electrones para n = 2 es de 8 e-
b) Si n = 3 y l = 1 Nº máximo e-
/ subnivel = 2 · (2·1+1) = 6
Justificación: los valores de ml = -1, 0, +1. Se trata de tres orbitales “p” donde pueden alojarse
en total 6 e-
.

c) Si m = 4, l = 2, y ml = 1, solo tenemos un orbital “p” donde puede haber como máximo 2e-
.
d) Si n = 3, l = 2, ml = 0 y ms= ½, se trata de un electrón, ya que nunca puede haber más de un
electrón con los cuatro números cuánticos iguales en un átomo (Principio de exclusión de
Pauli).

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 00. SELECTIVIDAD / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA /OPCION I / EJERCICIO 4
4.- a) Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones Na+
, F-
, Ne y Mg2+
.
b) ¿Qué tienen en común estas especies?
c) Calsifíquelos por orden creciente de sus radios, explicando su elección.
Solución:
a) Na (Z=11), Na+
, al ser un ión positivo, significa que tiene un electrón menos que el átomo
neutro del que procede.
Na+
: 1s2
2s2
2p6
F (Z=9), F-
es un ión negativo por lo que tiene un electrón más que el átomo neutro del que
procede.
F-
: 1s2
2s2
2p6
Ne (Z=10), es un átomo neutro por lo que el número atómico coincide con el número de
electrones.
Ne: 1s2
2s2
2p6
Mg (Z=12), Mg2+
, es un ión con dos cargas positivas lo que significa que tiene dos electrones
menos que el átomo neutro del que procede.
Mg2+
: 1s2
2s2
2p6
b) En los cuatro casos el número de electrones es el mismo (especies isoelectrónicas),
mientras que no es igual el número atómico (Z), que indica la carga nuclear.
c) Cuanto mayor sea la carga nuclear efectiva, para el mismo número de electrones, más
atraidos por el núcleo estarán éstos, dando lugar a disminución del parametro Radio atómico
(contracción).
Por este motivo la ordenación creciente será: Mg2+
< Na+
< Ne < F-

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 00. .SELECTIVIDAD / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCION I / EJERCICIO 5
5.- Explique cuál es el número máximo de electrones en un átomo que puedan tener los
números cuánticos dados en los apartados siguientes:
a) n = 2; b) n = 3 y l = 1; c) n = 4, l = 2 y ml = 1; d) n = 3, l = 2, ml = 0 y ms = ½
Solución:
• n = número cuántico principal, indica el nivel de energía del orbital, puede tomar valores
desde 1 en adelante.
n representa a un nivel electrónico. Nº máximo e-
/ nivel = 2 · n2
• l = número cuántico secundario o azimutal, indica la forma del orbital, puede tomar
valores desde 0 hasta n – 1.
(n, l) representa a un subnivel electrónico. Nº máximo e-
/ subnivel = 2 · (2l+1)
• ml = número cuántico magnético, indica la orientación en el espacio del orbital, puede
tomar valores desde – l hasta + l.
(n, l, m) representa a un orbital electrónico. Nº máximo e-
/ orbital = 2
• ms = número cuántico de spin, indica el sentido de giro del electrón unicamente puede
valer – ½ ó + ½.
(n, l, m, s) representa a un electrón en un orbital.
a) n = 2 Nº máximo e-
/ nivel = 2 · 22
= 8
La explicación es la siguiente:
Si n = 2, l = 0, 1.
n = 2; l = 0; ml = 0. Es decir, un orbital (l = 0) que es un orbital “s” donde caben 2
electrones cada uno con un spin.
n = 2; l = 1; ml = -1, 0, +1. Por tanto, tres orbitales l que son tres orbitales “p” donde caben
6 electrones, dos en cada uno de ellos
La suma total de electrones para n = 2 es de 8 e-
b) Si n = 3 y l = 1 Nº máximo e-
/ subnivel = 2 · (2·1+1) = 6
Justificación: los valores de ml = -1, 0, +1. Se trata de tres orbitales “p” donde pueden alojarse
en total 6 e-
.

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 00. .SELECTIVIDAD / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCION I / EJERCICIO 5
c) Si m = 4, l = 2, y ml = 1, solo tenemos un orbital “p” donde puede haber como máximo 2e-
.
d) Si n = 3, l = 2, ml = 0 y ms= ½, se trata de un electrón, ya que nunca puede haber más de un
electrón con los cuatro números cuánticos iguales en un átomo (Principio de exclusión de
Pauli).

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 01. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCIÓN 1 / CUESTIÓN 1
1.- Explique la geometría y el enlace en las moléculas BeCl2, NCl3 y CH4.
Solución:
BeCl2: molécula formada por un átomo central (Be) , que no tiene pares de electrones libres,
rodeado por 2 átomos de cloro.
Hay dos enlaces covalentes sencillos Be – Cl, y la geometría de la molécula será lineal con
ángulo de enlace de 180º:
Cl – Be – Cl
NCl3: molécula con un átomo central (N) con un par de electrones libres, y con 3 átomos de
Cl periféricos.
Habrá tres enlaces covalentes sencillos N – Cl.
Su geometría será, por tanto, una pirámide trigonal, en la que el par de electrones solitarios
completa la estructura.
$ $
N
Cl Cl Cl
CH4: molécula con un átomo central sin pares de electrones libres, y rodeado de 4 átomos de
hidrógeno.
Habrá cuatro enlaces C – H, con ángulos de 104,5º.
Será un tetraedro regular, en el que los hidrógenos ocuparán los vértices y el carbono el centro
del tetraedro.
H
C
H
H H

2.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas más externas:
a) ns1
b) ns2
np1
c) ns2
np3
d) ns3
np6
Identifique dos elementos de cada uno de los grupos anteriores y razone cuáles serán los
estados de oxidación más estables de esos elementos, y sus propiedades químicas más
representativas.
Solución:
a) Es el grupo de los alcalinos, al que pertenecerían el litio y el sodio. Ambos tienden a perder
un electrón, dando los cationes correspondientes, luego su estado de oxidación más probables
será el +1.
Son elementos poco electronegativos, con bajo potencial de ionización y baja afinidad
electrónica.
Son elementos reductores, pues tienden a perder electrones.
Con el oxígeno forman óxidos básicos, y peróxidos; con el hidrógeno, hidruros, y con los
halógenos, halogenuros. En medio ácido, provocan el desprendimiento de hidrógeno gas.
b) Sería el grupo de los boroideos, en el que se hallan boro y aluminio. Tenderán a perder los
3 electrones de su capa de valencia, dando cationes cuyo estado de oxidación será +3.
Son elementos con electronegatividad, potencial de ionización y afinidad electrónica medios.
Forman óxidos e hidróxidos con comportamiento anfótero.
c) Es la configuración de los nitrogenoideos, como el nitrógeno y el fósforo. Son no metales,
que tienden a ganar electrones, siendo sus estados de oxidación más frecuentes –3 y –5.
Serán elementos con potencial de ionización y afinidad electrónica elevados, y también con
un valor alto de electronegatividad.
Reaccionan con el hidrógeno, con algunos metales formando nitruros (a elevada temperatura),
y con el oxígeno dando óxidos ácidos.
d) Sería la configuración de un gas noble, que al tener ya su última capa completa es un
elemento no reactivo (inerte).
Un ejemplo sería el neón y el argón.
Son elementos con altísimo potencial de ionización y muy baja afinidad electrónica.
Son inertes, pues ya tienen su última capa completa. A diferencia de los demás gases de
elementos no metálicos se encuentran como especies atómicas y no moleculares.

1.- Explique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos (listados en el orden n,
l, m, s) son imposibles para un electrón en un átomo:
a) (4, 2, 0, +1/2); b) (3, 3, 2, -1/2); c) (2, 0, 1, +1/2); d) (4, 3, 0, +1/2);
e) (3, 2, -2, -1)
Solución:
En primer lugar se indican los valores posibles y el significado de los 4 números cuánticos:
n= principal. Indica el nivel de energía del electrón. n = 0,1, 2, ...
l = secundario o azimutal. Da el tipo de orbital en que está el electrón. l = 0, 1, ... (n – 1)
m = magnético. Indica la orientación espacial del orbital. m = -l...0...+l
s = de spin, indica el sentido de giro del electrón alrededor de sí mismo. s =1/2, -1/2
(4, 2, 0, 1/2): sí es posible. Este electrón se encontrará en el orbital 4d.
(3, 3, 2, 1/2): no es posible pues el número cuántico secundario (l) nunca puede valer lo
mismo que el principal (n) sí es posible.
(2, 0, 1, +1/2): no es posible, pues para l = 0, m solamente puede valer 0.
(4, 3, 0, +1/2): sí es posible. Sería un electrón del orbital 4f.
(3, 2, -2, -1): no es posible, pues s= + 1/2, - 1/2, exclusivamente.

3.- Explique brevemente si son ciertas o no las siguientes afirmaciones:
a) Los cristales iónicos conducen la corriente eléctrica.
b) Los sólidos moleculares son malos conductores.
c) La conductividad de los metales aumenta con la temperatura.
Solución:
a) Falso, porque los iones ocupan posiciones fijas en la red, y al no poder moverse no se
puede conducir la electricidad.
b) Verdadero. Las sustancias como el I2, la glucosa, el naftaleno, el GaCl3, ...que son apolares,
como todos los electrones de valencia están ocupados, no pueden moverse y no conducen la
electricidad.
c) Falso, según la Teoría de Bandas, si se aumenta la temperatura de un metal, se fomenta el
movimiento tanto de los electrones de la capa de valencia, como de los núcleos de los átomos,
luego chocarían unos con otros, y no se facilitaría el paso de electrones a la banda de
conducción, no aumentando así la conductividad eléctrica.

OPCIÓN 1
CUESTIÓN 1
El elemento X pertenece al período 3, grupo 17. El ión monopositivo del elemento Y
tiene la configuración electrónica del cuarto gas noble. El elemento Z tiene 13 protones
en su núcleo.
a) Identificar los elementos.
b) Escribir su configuración electrónica e indicar grupo y periodo al que pertenecen Y y
Z.
c) Ordenarlos razonadamente por su potencial de ionización creciente.
Solución:
a) y b) El elemento X tendrá 7 electrones en la última capa, que será la capa 3; luego su
configuración quedaría:
X (Z = 17): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
X es un halógeno, el del tercer período, es decir, el Cl.
Y+
, al tener configuración de gas noble, tendrá la última capa llena, luego el átomo neutro del
que procede, Y, tendrá un electrón libre en un orbital 5s. Luego Y será el alcalino del período
5, el Rb.
Y+
(Z = 36): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
Y (Z = 37): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s1
El elemento Z tiene 13 protones en el núcleo, y 13 electrones en la corteza, será el boroideo
del período 3, el Al.
Z (Z = 13): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p1
c) El potencial de ionización es la energía que hay que aportar a un átomo gas, neutro y en
estado fundamental para arrancarle el electrón más externo y dar un anión.
Es mínimo en el rubidio, pues perdiendo su electrón del orbital 5s, adquiere la configuración
de gas noble, que es la más estable. Y será máximo en el Cl, que para completar su última
capa, tenderá a ganar un electrón.
El orden sería:
Rb < Al < Cl

ARAGON / SEPTIEMBRE 98.LOGSE / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCION 1 / Nº 2.
2.- Suponga que los átomos, o iones monoatómicos, de carga nuclear 9, 10 y 11, son
isoelectrónicos.
a) Si la carga 11 corresponde y se identifica como Na+
, identifique los otros dos
miembros de la serie isoelectrónica. Escriba su configuración electrónica.
b) Ordene los tres miembros de la serie anterior de mayor a menor radio. Razone la
respuesta.
Solución:
a) Se trata del anión flúor F-
(Z = 9), del neón Ne (Z = 10) y del catión sodio Na+
(Z = 11).
Por ser isoelectrónicos tendrán los tres la misma configuración electrónica, es decir el mismo
número de electrones:
1s2
2s2
p6
(es la configuración electrónica del estado fundamental del neón).
b) Al tener los tres la misma configuración electrónica, será de menor radio aquel que posea
mayor carga nuclear, debido a que éste atrae con más fuerza los electrones.
R(F-
) < R(Ne) < R(Na+
)
Ya que F (Z = 9); Ne (Z = 10); y Na (Z = 11)

ARAGÓN / JUNIO 98.COU / QUIMICA / ESTRUCTURA MATERIA /OPCIÓN A/ Nº 1
1.- Describa la estructura y enlace en las moléculas de trifluoruro de boro y de
amoníaco. ¿Presentan la misma geometría? Razone la respuesta. (1punto).
Solución:
Primero vamos a determinar la geometría de las moléculas BF3 y NH3 mediante la estructura de
Lewis:
F:B:F H:N:H
F H
El Boro distribuye los tres pares de electrones que le rodean en los vértices de un triángulo
equilátero, lo que explica la geometría triangular plana de la molécula BF3.
El Nitrógeno distribuye los cuatro pares de electrones que le rodean en los vértices de un
tetraedro. Uno de los pares queda sin formar enlace y los tres restantes forman los tres enlaces
covalentes de la molécula, que será, pues, piramidal.
F F H
B BF3 ángulo = 120º
N
F H H NH3 ángulo = 107,3º
H
Los enlaces B-F y N-H son fuertemente polares, ya que Boro e Hidrógeno poseen una
electronegatividad media y, en cambio, el Fluor y el Nitrógeno son muy electronegativos. Pero
como la molécula BF3 es simétrica, se anulan los momentos dipolares parciales de sus enlaces y
resulta apolar. No ocurre lo mismo con la molécula NH3, que, al ser piramidal, permite que los
dipolos de sus enlaces se sumen y den una molécula fuertemente polar.

ARAGÓN / JUNIO 98.COU / QUIMICA /ESTRUCTURA MATERIA /OPCIÓN A / Nº 3
3.- Enuncie el Principio de exclusión de Pauli y explique cuál, o cuáles, de las
siguientes configuraciones electrónicas no son posibles de acuerdo con este principio:
a) ls2
3s1
; b) 1s2
2s2
2p7
; c) 1s2
2s2
2p6
3d6
; d) ls2
2s2
2d1
. (1 punto).
Solución:
El principio de exclusión de Pauli determina que en un mismo átomo no pueden existir dos
electrones con los valores de los cuatro números cuánticos iguales (en un orbital caben, pues,
un máximo de 2 electrones) . Por lo tanto:
a) ls2
3s1
Configuración correcta, aunque corresponde a un átomo excitado, ya que el electrón más
externo no está en el nivel de menor energía posible (2s).
b) 1s2
2s2
p7
Incorrecto. Dos de los siete electrones 2p tendrían los cuatro números cuánticos iguales. Los
valores de los números cuánticos de los tres orbitales 2p serían:
n=2, l=1, ml = -1
n=2, l=1, ml = O
n=2, l=1, ml = +l
y cada uno puede albergar como máximo dos electrones, puesto que
sólo son dos los valores posibles del cuarto número cuántico rns (+1/2 y -1/2).
Es decir en el subnivel p caben un máximo de 6 electrones.
c) 1s2
2s2
2p6
3d6
Configuración correcta según el principio de Pauli, pero algo extraña, pues habría seis
electrones excitados y, además, todos ellos ocupando el subnivel de elevada energía 3d.
d) ls2
2s2
2d1
Incorrecta. Aunque no contradice el principio de exclusión dePauli, no puede haber orbitales d
en el 2º nivel energético, ya que éstos se caracterizan por:
n = 2 l = 0 (subnivel s)
n = 2 l = 1 (subnivel p)

CANARIAS / JUNIO 00 . COU / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
PROPUESTA 1 / CUESTIÓN 1
1.- a) ¿Cuál será la configuración electrónica del elemento de Z = 20? ¿A qué grupo del
Sistema Periódico pertenece? ¿Qué tipo de iones formará con facilidad?.
b) Indique los posibles valores de los tres primeros números cuánticos correspondientes
a los orbitales 3p y 5d.
Solución:
a) Z = 20 : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
El último orbital atómico con electrones es un orbital s, y está completo con 2 electrones,
por ello, es un metal alcalinitérreo.
Para conseguir la configuración de gas noble, y por tanto, la máxima estabilidad, tenderá a
perder los 2 electrones de la última capa, formando el ión positivo:
M - 2e-
" M2+
b) Los tres primeros números cuánticos son:
- n: indica el nivel de energía y el volumen del orbital.
Para el orbital 3p: n = 3; y para el 5d: n = 5
- l: representa la forma del orbital, si l = 0, es un orbital s, si l = 1, es un orbital p, y l = 2 si
es tipo d
El orbital 3p tiene l = 1, y el 5d tendrá l = 2.
- m: esta relacionado con la orientación del orbital en el espacio, y toma los valores de –l a
+l, pasando por cero.
Así, los tres primeros números cuánticos posibles para el orbital :
- 3p, serán : n = 3, l = 1, m = (-1, 0, +1) . Es decir, tres posibilidades.
- 5d, serán: n = 5, l = 2, m = (-2, -1, 0, +1, +2) . Cinco posibilidades.

CANARIAS / JUNIO 03. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
PROPUESTA I / CUESTIÓN Nº 1
PROPUESTA I
1.- Responder razonando las respuestas, a las siguientes cuestiones que se plantean
indicando si son
VERDADERAS o FALSAS:
a) Los valores (3, 2, 2, +1/2) representan a un electrón situado en un orbital 3d.
b) A lo largo de un periodo las propiedades químicas de los elementos son semejantes.
c) La energía de ionización en un periodo aumenta de izquierda a derecha.
d) Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas muy similares
pero no iguales, debido a que su configuración electrónica externa varía muy poco de
unos a otros.
Solución:
a) Verdadero, pues para un orbital 3d, los valores posibles de los números cuánticos serán:
n = 3
l = 2
m = - 2, - 1, 0, 1, 2
s = + 1/2, - 1/2
b) Falso, a lo largo de un período, las propiedades químicas de los elementos van variando,
pues depende del número atómico de los elementos, es decir, de sus configuraciones
electrónicas.
c) Verdadero. La energía o potencial de ionización es la energía que se ha de suministrar a un
átomo neutro, en estado fundamental y gaseoso para arrancarle el electrón más externo.
Será menor cuanto menos atraído esté dicho electrón, o lo que es lo mismo, cuanto más lejos
se encuentre del núcleo, porque el átomo tenga mayor radio, luego será más alto en el caso de
los gases nobles de cada periodo. Además, al tratarse éste, de un gas noble, tiene su última
capa completa, luego es muy estable en su estado fundamental, sin necesitar perder (ni ganar)
electrones.
d) Verdadero; por ello constituyen una familia de elementos, con comportamientos parecidos,
y que varían de forma ordenada al bajar o subir en dichos grupos.

CANARIAS / JUNIO 98. COU / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA /
PROPUESTA 1 / Nº 1
1.- Justificar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) En la molécula C2H2 se presenta hibridación sp2
entre los orbitales atómicos del
carbono y del hidrógeno.
b) Una molécula en la que se presentan enlaces π es mas reactiva que otra molécula que
solo tenga enlaces σ.
c) Los compuestos iónicos y los metales son buenos conductores de la electricidad, sea
cual sea el estado en que se encuentren.
d) Los compuestos covalentes tienen altas energías de disociación.
Solución:
a) Falso. En la molécula de etino (CHhCH), los átomos de C presentan hibridación sp,
característica del triple enlace.
b) Cierto. El enlace π es mas débil que el σ, pues el solapamiento lateral de los orbitales p no
es muy acentuado. Por tanto, una molécula con algún enlace π reacciona con mas facilidad
que otra que solo tenga enlaces σ. Por otra parte, el enlace σ permite la rotación del enlace,
mientras que el enlace π no.
c) Falso. Los metales son buenos conductores de la electricidad en estado sólido y liquido,
pero no en estado gaseoso. Los compuestos iónicos no son conductores en estado sólido, pero
si lo son cuando están fundidos, ya que los iones pueden circular libremente.
d) Cierto. En general, los compuestos covalentes tienen altas energías de disociación,
especialmente si poseen enlace múltiple. Pero, otros compuestos covalentes no muestran
energías de disociación tan elevadas. Por ejemplo, el F2 , debido al pequeño tamaño de los
átomos de flúor hace que la repulsión entre los electrones no enlazantes sea intensa. También
sirve como ejemplo el I2, que a causa del gran tamaño de los átomos de I debilita el enlace
covalente.

CANARIAS / SEPTIEMBRE 01. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / BLOQUE 1 / CUESTIÓN 1
1.- Supongamos cuatro elementos del Sistema Periódico, A, B, C y D, cuyos números
atómicos son 19, 20, 35 y 36, respectivamente.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas. (0,8 puntos)
b) Señale y justifique cuál de los elementos presenta mayor afinidad electrónica y cuál
menor energía de ionización (1ª energía de ionización) (0,6 puntos)
c) Razone el tipo de enlace que se establecerá entre A y C. (0,6 puntos)
Solución:
a) A (Z = 19): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
B (Z = 20): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
C (Z = 35): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
4p5
D (Z = 36): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
4p6
b) Todos son elementos del periodo 4, colocados de la siguiente manera:
A B C D
La afinidad electrónica es la energía que se desprende cuando un átomo gas, neutro y en
estado fundamental, toma un electrón.
El potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar a un átomo gas, neutro y en
estado fundamental el electrón más externo.
Por lo tanto, al ir de izquierda a derecha, los elementos tienden a ganar electrones para
completar su última capa y adquirir la configuración de gas noble, aumentando en este sentido
la energía que desprenden, es decir, la afinidad electrónica.
La máxima afinidad electrónica corresponde a C.
Del mismo modo, aumentará la energía de ionización, pues será más difícil arrancar el último
electrón al átomo neutro.
El mínimo valor de energía de ionización corresponde a A.
c) Por sus configuraciones electrónicas, se deduce que A tenderá a perder el último electrón,
dando el catión A+
, mientras que C captará un electrón, completando así su última capa, y
originando el anión C-
.
A+
se unirá a C-
por enlace iónico, dando el compuesto: AC.

OPCIÓN A
1.- Para los elementos 39
19X e 80
35 Y, indique:
a) Configuración electrónica de cada uno, así como su posición en el Sistema Periódico.
b) Números cuánticos del electrón diferenciador (más externo) de cada uno de los
elementos.
c) Tipos de enlace entre Y-Y, X-X Y X-Y.
d) El de mayor electronegatividad.
e) El de menor radio iónico de los dos.
Solución
a) X (Z = 19): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
Es el metal alcalino (grupo 1) del cuarto periodo: el potasio: K
Y (Z = 35): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p5
Es el halógeno, no metal (grupo 17) del periodo 4: el bromo: Br.
b) Elemento X: electrón del orbital 4s:
n = 4
l = 0
m = 0
s = +1/2
Elemento Y: electrón del orbital 4p:
n = 4
l = 1
m = -1
s = + 1/2
c) X - X sería la unión de dos átomos metálicos, por enlace metálico.
Y - Y, resultaría un enlace covalente sencillo entre dos no metales.
X - Y, es un enlace iónico entre un catión, procedente del metal y un anión, del no metal.
d) La electronegatividad mide la fuerza con que un átomo atrae al par de electrones que le
mantiene unido a otro átomo idéntico por medio de un enlace. Es mayor cuanto más arriba y a
la derecha del Sistema Periódico se halle el elemento, luego: Y > X
e) K - 1 e-
τ K+
K+
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
Br + 1 e-
τ Br-
Br-
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6

El ión del Br (Y), tiene más electrones en capas internas que el del K (X), por ello, estarán
menos atraídos por el núcleo, y su radio iónico será más grande.

CANARIAS / JUNIO98.LOGSE / QUÍMICA /ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
OPCIÓN A / Nº 3
3. Nombre o formule, según corresponda, las siguientes especies químicas:
a) A13+
; PO3
3-
; Fe2O3; CaI2; LiHCO3; CH3CH2CH=C=CH2; CH3CH2CH2COCH3;
CH3CH2OCH2CH3; CH3NH2; CH3CH2CHO.
b) Peróxido de bario; Hidruro de fósforo(III); Hidróxido de potasio; Ácido trioxoclórico
(V) (Ácido clórico); Tetraoxomanganato (VII) de sodio (Permanganato sódico); 1,3-
dicloropentano; 1-propanol; Propanoato de etilo; Butanonitrilo; Ácido etanodioico.
Solución:
a) Al3+
: Ion aluminio
PO3
3-
: Ion (orto)fosfito o trioxofosfato (III)
Fe2O3: Óxido férrico o Trióxido de dihierro
CaI2: Yoduro cálcico o Diyoduro de calcio
LiHCO3: Bicarbonato de litio o hidrogenotrioxocarbonato de litio
CH3CH2CH=C=CH2: 1,2-pentadieno
CH3CH2CH2COCH3: 2-pentanona
CH3CH2OCH2CH3: Dietiléter o etoxietano
CH3NH2: metilamina
CH3CH2CHO: Propanal
b) Peróxido de bario: BaO2
Hidruro de fósforo (III): PH3
Hidróxido de potasio: KOH
Ácido trioxoclórico (V) (Ácido clórico): HCIO3
Tetraoxomanganato(VII) de sodio (Permanganato sódico): NaMnO4
1,3-dicloropentano: CH2Cl-CH2-CHCl-CH2-CH3
1-propanol: CH3-CH2-CH2OH
Propanoato de etilo: CH3-CH2-COO-CH2CH3

CANARIAS / JUNIO98.LOGSE / QUÍMICA /ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
OPCIÓN A / Nº 3
Butanonitrilo: CH3-CH2-CH2-CN
Ácido etanodioico: HOOC-COOH

CANTABRIA / JUNIO.00. LOGSE / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
OPCION I / CUESTION A
A.- a) (1 punto) Si en 5 g de un compuesto hay 3,1·1022
moléculas, ¿cuál es su masa
molecular?
b) (0,5 puntos) ¿Cuántos iones hay en un gramo de cloruro sódico?
c) (0,5 puntos) ¿Cuántos átomos hay en un litro de oxígeno medido en condiciones
normales?
DATOS: Masas atómicas: Na = 23, Cl = 35,5
Solución:
a) En 5 g hay 3,1·1022
moléculas, por lo tanto la masa molecular real, es decir la masa de una
molécula será:
Mm real = 5 g / 3,1·1022
molec. = 1,6·10-22
g /molecula
b) 1 g de ClNa
nº de moles de NaCl = m (g) / Mm = 1 / 58,5 = 1,709·10-2
moles
NaCl → Na+
+ Cl-
moles de iones Na+
= 1,709·10-2
moles de iones Cl-
= 1,709·10-2
nº de iones Na+
= 1,709·10-2
· 6,023·1023
= 1,03·1022
iones
nº de iones Cl-
= 1,709·10-2
· 6,023·1023
= 1,03·1022
iones
Por lo que el nº total de iones será la suma de cationes + aniones:
nº total iones = 2,06·1022
c) Átomos en 1 L de O2 en C.N.
A partir de la ecuación de los gases ideales P·V = n·R·T, calculamos el nº de moles
correspondiente a 1 L de O2.
n = P·V / R·T
n = (1 · 1) / (0,082 · 298) = 0,04 moles de O2
nº de moléculas = 0,04 · 6,023·1023
= 2,46·1022
moléculas de O2 en 1L
Como en cada molécula de O2 hay dos átomos de oxigeno:
nº át. O =2,46·1022
· 2 = 4,9·1022
átomos.

CANTABRIA / JUNIO 00. SELECTIVIDAD / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCION I / CUESTION A
A.- En un gramo de un elemento metálico hay 9,5·1021
átomos. Deducir su masa atómica.
Solución:
La masa atómica de un elemento es la masa de un átomo de dicho elemento, por lo que si en
un gramo hay 9,5·1021
átomos, cada uno de estos átomos tiene la siguiente masa:
masa atómica real = 1 g / 9,5·1021
át. = 1,05263·10-22
g/at
Los gramos son la unidad utilizada para la masa absoluta, pero en la actualidad para las masas
atómicas de la Tabla Periódica se utiliza la u.m.a (unidad de masa atómica)
1 u.m.a = 1/12 parte de la masa de un átomo de 12
C6 = 1,66056·10-24
g
masa atómica = 1,05263·10-22
(g/at) / 1,66056·10-24
(g/uma) = 63,3 uma/at
Esta masa se aproxima a la del átomo de Cu.

CANTABRIA / JUNIO 00. SELECTIVIDAD / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA /OPCION I / CUESTION B
B.- El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado
fundamental, de un elemento del Sistema Periódico tiene de números cuánticos,
(4,1,0,1/2). ¿Entre qué valores podría estar su número atómico?. Razónese
Solución:
El número cuántico “n” indica el nivel de energía, en este caso n = 4 , esto indica que la
última capa del elemento es la del periodo 4
El número cuántico “l” nos indica la forma del orbital, pudiendo tomar valores desde 0 hasta
n-1, y correspondiendose dichos valores con las formas siguientes:
Si n = 4 , l = 0, 1, 2, 3.
l = 0 ------ orbital “s”
l = 1 ------ orbital “p”
l = 2 ------ orbital “d”
l = 3 ------ orbital “f”.
En este caso como l = 1, se trata de un orbital “p”
El número cuántico “m” nos indica la orientación en el espacio del orbital, y puede tomar
valores desde –l hasta +l.
En este caso m = 0, por lo que se refiere al segundo orbital p, en energia.
El número cuántico “s” se refiere al sentido de giro del electrón en el orbital, sólo puede
tomar valores - ½ y + ½ ya que sólo puede haber 2 electrones en cada orbital.
Por lo tanto tenemos: nivel 4, orbital p intermedio en energía.
Configuraciones posibles: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
4p2
ó 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
4p5
Su número atómico debería ser Z = 22 para la primera configuración ó Z = 25 para la
segunda.

CANTABRIA / JUNIO 00. SELECTIVIDAD / QUIMICA/ ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCION I / CUESTION C
C.- ¿Qué enlace es más polar, el enlace entre cloro y fluor o el enlace entre cloro y yodo?.
Razónese.
DATOS: Electronegatividades: F (3,91); Cl (3,00); I (2,56).
Solución:
En los dos casos se trata de enlaces heteronucleares (F - Cl y I - Cl), por lo que el par
electrónico de enlace será atraído por el elemento más electronegativo, siendo el enlace polar.
Los dos enlaces aunque sean covalentes poseen un carácter parcialmente iónico.
En el enlace entre fluor y cloro la diferencia de electronegatividades es de 0,91, mientras que
en el de cloro y yodo es de 0,44 (utilizando la escala de Pauling).
Será más polar aquel cuya diferencia de electronegatividades sea mayor, porque será mayor la
fuerza de atracciónde los electrones hacia el átomo más electronegativo.
Es más polar el enlace F – Cl.

CANTABRIA / JUNIO 01. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA MATERIA /
/ CUESTIÓN B
B. a) [1 punto] Indicar razonadamente un conjunto posible de números cuánticos para
los electrones “p” del cloro (Z = 17) en su estado fundamental.
b) [0.5 puntos] En el apartado anterior, indicar razonadamente los números cuánticos
que corresponden a los electrones desapareados que haya.
c) [0.5 puntos] Indicar razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores, los
números cuánticos del ultimo electrón que completa la configuración electrónica del ion
cloruro en su estado fundamental.
Solución:
a) Se hace, en primer lugar, la configuración electrónica del cloro.
Cl (Z = 17): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
Se nombran los números cuánticos de los 5 electrones del orbital 3p:
n (nivel de energía) = 3
l (por ser un orbital p) = 1
m = -1, 0, 1
s = +1/2, -1/2
Luego se tendría:
(n ,l , m, s)
(3, 1, -1, +1/2)
(3, 1, -1, -1/2)
(3, 1, 0, + 1/2)
(3, 1, 0, -1/2)
(3, 1, 1, +1/2)
b) El electrón desapareado es el último electrón del orbital 3p, es decir: (3, 1, 1, +1/2)
c) Para completar este orbital 3p, el cloro debería captar un electrón, formando así el ion
cloruro: Cl-
. Luego, sus números cuánticos serán: (3, 1, 1, -1/2)

CUESTIÓN C
C. Sean A,B,C Y D cuatro elementos del Sistema Periódico de números atómicos
20,35,38 y 56 respectivamente.
a) [1 punto] Definir afinidad electrónica y electronegatividad.
b) [0.5 puntos] Ordena razonadamente A,B,C Y D de mayor a menor
electronegatividad.
c) [0.5 puntos] Ordena razonadamente A,B,C Y D de mayor a menor afinidad
electrónica.
Solución:
C.- a) La afinidad electrónica es la cantidad de energía que desprende un átomo neutro,
gaseoso y en estado fundamental, cuando capta un electrón para convertirse en ion negativo.
La electronegatividad es una medida de la fuerza con que un átomo atrae al par de electrones
con que está unido por enlace covalente a otro átomo.
b) y c) Tanto afinidad electrónica como electronegatividad, crecen en los periodos hacia la
derecha y en los grupos hacia arriba; luego lo primero será identificar y situar en el Sistema
Periódico los elementos dados:
A (Z = 20): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
A: es un alcalinitérreo del periodo 4, el Ca.
B (Z = 35): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p5
B: es un halógeno del periodo 4, el Br.
C (Z = 38): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
C: es un alcalinotérreo del 5º periodo, el Sr.
D (Z = 56): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
D: es el alcalinotérreo del periodo 6, el Ba.
Luego sus posiciones en el sistema periódico son:

CUESTIÓN C
Ca Br
Sr
Ba
Por lo que de mayor a menor, tanto afinidad electrónica como electronegatividad variarán:
Br > Ca > Sr > Ba
B > A > C > D

CANTABRIA / JUNIO 02. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / CUESTIÓN B
CUESTIÓN B
B. El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado
fundamental, de un átomo del elemento A del Sistema Periódico tiene como números
cuánticos n = 3, l = 2.
El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental,
de un átomo del elemento B del Sistema Periódico tiene como números cuánticos n = 4,
l = 1.
a) Indicar razonadamente entre qué valores está comprendido el número atómico del
elemento A y del elemento B.
b) Indicar razonadamente el elemento más electronegativo.
Solución:
a) El elemento A tiene: n = 3
l = 2
De aquí se deduce que su último electrón está en la capa o nivel 3 (ya que n = 3), y que se
halla en un orbital tipo d (pues l = 2), es decir, sería un electrón situado en el 3d.
Todos estos son metales de transición del cuarto período, que abarcan desde el elemento de
Z = 21 al de Z = 30.
El elemento B posee: n = 4
l = 1
De aquí se deduce que su último electrón está en la capa o nivel 4 (ya que n = 4), y que se
halla en un orbital tipo p (pues l = 1), es decir, sería un electrón situado en el 4p.
Todos estos son no metales del período cuarto, desde el boroideo de Z = 31 hasta el gas noble
de Z = 36.
b) La electronegatividad es una propiedad que mide la fuerza con que un átomo atrae al par de
electrones de un enlace. En el Sistema Periódico aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
Por ello, dado que A y B se hallan en el mismo período, será más electronegativo el elemento
situado más a la derecha de los dos, es decir, el elemento B.

OPCIÓN II / CUESTIÓN B
OPCIÓN II
CUESTIÓN B
B. a) Indicar razonadamente los números cuánticos que pueden tener los electrones
desapareados del elemento del Sistema Periódico de número atómico Z = 16.
b) Dados los números cuánticos del último electrón que completa la configuración
electrónica, en su estado fundamental, de dos elementos del Sistema Periódico, ¿cómo
puede saberse si forman enlace iónico?
Solución:
a) Se hace la configuración electrónica:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
Se escriben los 4 números cuánticos de los 2 electrones desapareados:
Electrón 1: Electrón 2:
n = 3 n = 3
l = 1 l = 1
m = - 1 m = 1
s = 1/2 s = 1/2
b) Dos elementos del Sistema Periódico formarán entre sí enlace iónico si uno tiende a perder
uno o dos electrones para tener completa la última capa (configuraciones de la forma: ns1
,
ns2
), mientras que el otro capta uno o dos electrones par completar dicha capa
(configuraciones de la forma: ns2
np5
, ns2
np4
).
Se tendrán, así, un catión y un anión, que se unen por fuerzas electrostáticas para dar un
cristal iónico.

CANTABRIA / JUNIO 99. LOGSE / QUÍMICA / ESTRUCTURA MATERIA /
CUESTION C
C.- Sean A, B, C y D cuatro elementos del Sistema Periódico de números atómicos 35,36,
37 y 38, respectivamente.
a) Escribir sus configuraciones electrónicas.
b) Indicar razonadamente a qué grupo y período pertenecen.
c) Indicar razonadamente cuál es el elemento de mayor afinidad electrónica.
d) Indicar razonadamente el tipo de enlace y dos propiedades características del
compuesto formado por A y C.
Solución:
a) Según el orden de llenado de los orbitales desde los menos energéticos a los más
energéticos (Regla de Madelung), las configuraciones son:
A (Z =35) : 1s2
2s2
p6
3s2
p6
d10
4s2
p5
B (Z = 36) : 1s2
2s2
p6
3s2
p6
d10
4s2
p6
C (Z = 37) : 1s2
2s2
p6
3s2
p6
d10
4s2
p6
5s1
D (Z = 38) : 1s2
2s2
p6
3s2
p6
d10
4s2
p6
5s2
b) El período al que pertenecen nos lo indica la capa del electrón de valencia, mientras que el
grupo se obtiene sumando el número de e-
en el orbital s más el número de e-
en orbitales p
(de la capa de valencia).
El elemento A estaría en el período 4 y en el grupo VII A. (Br)
El elemento B estaría en el período 4, en el grupo VIII A. (Kr)
El elemento C se halla en el período 5 y en el grupo I A. (Rb)
El elemento D es el que se encuentra en el período 5 grupo II A. (Sr)
c) El elemento de mayor afinidad electrónica es aquel que tiene mayor tendencia a captar
electrones por lo tanto es el elemento A. Por el contrario, C y D tienen tendencia a captar e-
, y
el B es un gas noble.
d) El elemento A es un no metal ,es decir tiene tendencia a captar electrones (electronegativo)
y el elemento C es un metal , con tendencia a desprender un electrón (electropositivo). Por lo
tanto, el enlace previsto será iónico.
Propiedades características del compuesto de fórmula empírica CA serán la capacidad de
disolverse en disolventes polares (como el agua), el elevado p.f. y la fragilidad de sus cristales.

CANTABRIA / SEPTIEMBRE 00. LOGSE / QUIMICA / ESTRUCTURA DE LA
MATERIA / OPCION I / CUESTIÓN A
A.- a) ( 1 punto) Escribir razonadamente los números cuánticos que puede tener el
último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, del
último elemento de transición del 4º periodo de Sistema Periódico.
b) (1 punto) Deducir cuántos electrones con el número cuántico m = -1 hay en esa
configuración electrónica.
Solución:
a) El último elemento de transición del 4º periodo del Sistema Periódico tiene la siguiente
configuración electrónica:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
por lo tanto el último electrón se encuentra situado en un orbital 3d y
además es el que llena por completo dicho orbital.
Los cuatro números cuánticos que determinarán al electrón serán:
• n (nivel de energía) = 3
• l (forma del orbital), puede tomar valores desde 0 hasta n-1, en este caso podría ser: 0,1,2.
El valor l = 0 indica que se trata de un orbital “s”
El valor l = 1 indica que se trata de un orbital “p”
El valor l = 2 indica que se trata de un orbital “d”
Como el electrón está en un orbital 3d el valor de l es 2
• m (indica la orientación del orbital en el espacio) puede tomar valores desde –l,…,0,…,+l
Si tenemos en cuenta la ocupación de los orbitales de mayor a menor valor de m, el último
electrón estará en un orbital cuyo valor de m será -2.
• s (indica el sentido de giro del electrón) sus valores son: +1/2 ó –1/2
Como el orbital está completamente lleno el último electrón que entró en él, debería tener un
valor de s = -1/2, (suponiendo que el primer electrón que entra en un orbital toma el valor de
spin +1/2, el siguiente tiene que tomar el valor s = -1/2).
Luego la cuaterna de los números cuánticos del citado electrón es: (3, 2, -2, -1/2)
b) Si m = -1, l tiene que poder valer l = 1 ó l =2.
De modo que en esta configuración con n = 4 el valor de l = 0, 1 ,2,.. , luego tendremos 6
electrones con m = -1 (dos en un orbital 2p, otro dos en un orbital 3p , y otros dos en un
orbital 3d).

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