El documento presenta un examen de Física y Química que incluye 7 preguntas sobre temas atómicos como teorías atómicas, estructura del átomo, enlaces iónicos y covalentes. Las preguntas requieren definir conceptos clave, completar tablas periódicas, discutir afirmaciones y describir características de los enlaces.

1. IES SAN DIEGO DE ALCALÁ
Dpto. de Física y Química
Avda. Primero de Mayo 133
Puerto del Rosario-Las Palmas
EXAMEN DE FÍSICA Y QUÍMICA
TEMAS: Teorías atómicas, S.P. y
Enlace.
Nombre: _____________________________________________ Fecha: ________
1. Responde(1)
a) Señala las diferencias fundamentales que existen entre los modelos atómicos de Bohr y
Ruterford.
b) ¿Es lo mismo Orbital que Órbita? Explica la diferencia
2. Define con tus palabras de la manera más correcta posible: (1,5)
a) Número de coordinación de un compuesto iónico.
b) Electronegatividad
c) Energía de ionización
d) Enlace covalente coordinado
3. Explica el significado de los cuatro números cuánticos (1,5)
4. Completa la tabla siguiente y determina la configuración electrónica de cada una de las especies
que aparecen en ella. (1,5)
Especi
e
Químic
a
Be
N
2+
Número Protone
atómico,
Z
s
+
P
Neutrone
s
s
e
-
n
4
0
Númer
o
Configuración electrónica
Másico,
A
5
3-
Se
Electrone
10
7
34
Ag
79
47
108
5. Teniendo en cuenta :
Elemento
A
B
C
D
E
Periodo
2
2
4
4
5

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Avda. Primero de Mayo 133
Puerto del Rosario-Las Palmas
Grupo
2
17
17
18
1
Discutir la validez de las siguientes afirmaciones:
a) La energía de ionización de E es mayor que la de A.
b) D es un gas noble y E es un metal alcalino-térreo.
c) La afinidad electrónica de B es mayor que la de A.
d) El radio atómico de C es mayor que el de B.
6. Describe las características del enlace iónico, así como cuál es el proceso que siguen los átomos
para formar dicho enlace. (1,5)
7. Se tienen las siguientes parejas de elementos,
a. Mg, (Z = 12); y Cl, (Z = 17);
b. Fe, (Z = 26) y Cu, (Z = 29) ;
c. Br, (Z = 35) y Br, (Z = 35).
Justifica cuáles son sus estructuras de Lewis y el tipo de enlace que formarán entre sí. (1,5)
µαηολοℵℜ
1. Responde(1)
a) Señala las diferencias fundamentales que existen entre los modelos atómicos de Bohr y
Ruterford.
La diferencias fundamentales son:
 En el modelo de Bohr las órbitas están cuantizadas y en el de Rutherford no;
 Para Bohr solo están permitidos al electrón aquellos niveles donde L = mvr = n·h/2π y en el de
Rutherfor no.
 Con el modelo de Bohr se puedan explicar los las líneas espectrales de los átomos a través de los
saltos posibles entre órbitas permitidas.
b) ¿Es lo mismo Orbital que Órbita? Explica la diferencia
No, una órbita es una trayectoria a través de la cual se mueve de manera perfectamente definida un
electrón, mientras que un orbital es una zona del espacio alrededor del núcleo en la que existe una gran
probabilidad de que se encuentre el electrón.
2. Define con tus palabras de la manera más correcta posible: (1,5)
c) Número de coordinación de un compuesto iónico.
αηολοℵℜ
Las cuestiones valen: 1ª, 3ª y 6ª 2 puntos cada una; 2 y 4 valen 1,5 puntos cada una y la 5 vale 1 punto.

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El Número de cationes con los que tiene contacto un anión o el número de aniones con los que tiene
contacto un catión en un Cristal iónico es el número de coordinación del anión o del catión,
respectivamente.
d) Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento refleja su tendencia relativa a atraer electrones, cuando está
químicamente combinado con otro átomo.
La electronegatividad se mide en una escala arbitraria, llamada de Pauling. Su valor máximo es 4,0 y
pertenece al flúor; el mínimo es 0,7 (Cs, Fr).
Los metales poseen las electronegatividades menores (Cs, Fr son los elementos menos electronegativos
de la tabla), y los no metales las mayores (el F es el elemento más electronegativo). La electronegatividad
nos permite por tanto establecer el carácter más o menos metálico de un elemento con relación a otro.
e) Energía de ionización
La primera energía de ionización de un átomo es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón
menos unido a un átomo aislado en forma gaseosa, y obtener un monovalente positivo:
+
Átomo (g) + El  Ion (g) + eLa segunda energía de ionización es la mínima energía precisa para arrancar segundo electrón:
+
+2
lon (g) + El  Ion (g) + e-
f)
Enlace covalente coordinado
Se produce cuando se produce un enlace en le que uno de los átomos pone los dos electrones del enlace,
+
+
como ocurre por ejemplo con los iones NH 4 y H3O , en las que el N y el O ponen 2 electrones cuando se
+
enlazan con un núcleo de H .
3. Explica el significado de los cuatro números cuánticos (1,5)
•
El número cuántico principal, n, designa el nivel de energía. Puede asumir cualquier valor entero
positivo: 1, 2... El primer nivel es el de menor energía y los siguientes, cada vez más alejados del
núcleo, tienen energías mayores.

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•
El número cuántico del momento angular orbital, l, determina la forma M orbital y la energía
dentro de cada nivel. Toma los valores comprendidos entre 0 y n - 1, ambos inclusive.
Si n = 1  l = 0
Si n = 2  l = 0 ó 1
Si n = 3  l = 0, 1 ó 2
Por razones históricas, los valores 0, 1, 2 y 3 de / se designan mediante las letras s, p, d y f,
respectivamente.
•
El número cuántico magnético, ml, describe la. orientación del orbital en el espacio y explica, entre
otras cosas, el desdoblamiento de líneas espectrales al aplicar un campo magnético externo. Toma
los valores comprendidos entre -l y -l, es decir, puede tener los (2.l + 1) valores: -l, -l + 1, ..., 0, +
1, .... l - 1,+l
Si l = 0 (orbital s) ml = 0
Si l = 1 (orbital p) ml = - 1, 0 ó + 1
Si l = 2 (orbital d) ml = - 2, -1, 0, +l ó +2
•
El número cuántico magnético del espín del electrón, ms, nos da el valor de una propiedad
intrínseca del electrón y de otras partículas elementales, el espín.
Determina si el electrón se alinea de forma paralela o antiparalela a un campo magnético externo.
Puede tener los valores +1/2 y –1/2.
Se dice que los electrones con el mismo número cuántico ms, tienen espines paralelos o que están
desapareados.
4. Completa la tabla siguiente y determina la configuración electrónica de cada una de las especies
que aparecen en ella. (1,5)
Especi
e
Químic
Número Protone
atómico,
s
+
Electrone
Neutrone
s
s
-
o
Configuración electrónica
Másico,
Z
P
e
4
4
2
5
9
1s
7
7
10
7
14
1s 2s 2p
Se
34
34
34
45
79
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Ag
47
47
47
61
108
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d
a
Be
N
2+
3-
n
0
Númer
A
2
2
2
3
2
2
6
2
6
2
10
4
2
2
6
2
6
2
10
6
5. Teniendo en cuenta :
Elemento
A
B
C
D
E
Periodo
2
2
4
4
5
Grupo
2
17
17
18
1
Discutir la validez de las siguientes afirmaciones:
2
9

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g) La energía de ionización de E es mayor que la de A.
Falso por encontrarse el elemento E mucho más abajo en un grupo anterior al elemento A y la E de
ionización varía de modo que hacia abajo en un grupo disminuye y en a lo largo de un periodo aumenta
h) D es un gas noble y E es un metal alcalino-térreo.
D sí es un gas noble ya que pertenece al grupo 18, pero E no es un metal alcalino-terreo sino un metal
alcalino, grupo 1.
i)
La afinidad electrónica de B es mayor que la de A.
Verdadero, ambos están en el mismo periodo, 2, y el B está situado en el grupo 17, halógenos, mientras
que A es del grupo 2, alcalino-terreos.
j)
El radio atómico de C es mayor que el de B.
Verdadero ya que ambos pertenecen al mismo grupo, 17, y C está más abajo en el grupo, pertenece al
periodo 4º, mientras que B pertenece al 2º periodo.
6. Describe las características del enlace iónico, así como cuál es el proceso que siguen los átomos
para formar dicho enlace. (1,5)
Existen muchas sustancias en las que no hay átomos propiamente dichos ni, por tanto, moléculas. Son
sustancias constituidas por iones positivos y negativos. Veamos cómo se forman.
Un elemento muy poco electronegativo puede perder 1, 2 ó más el trones:
-
Na - 1 e
2
2

1
-
Al - 3 e
2
6
2
1s 2s 2p 3s 3p
1
Na
1s 2s 2p

6
1s 2s 2p 3s
2
+

Al

1s 2s 2p
2
2
6
2
6
3+
2
Y, por el contrario, un elemento muy electronegativo puede ganar 1, ó más electrones:
S+2e
2
2
-
2-

6
2
1s 2s 2p 3s 3p
4
S

1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
6
Observa que, al transformarse en iones, los átomos han conseguí estructura de gas noble.

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FORMACIÓN DE UN COMPUESTO IÓNICO: CLORURO DE SODIO, NaCl.
ELEMENTO METÁLICO
2
2
6
Na 1s 2s 2p 3s
ELEMENTO NO METÁLICO
1
Cede un
Gana
-
-
-1e
electron
+1e
Forma unión positivo
Atracción electrostática y
un electrón
Forma un ión negativo
agrupación de los iones
+
Na
2
2
1s 2s 2p
6
positivos y negativos en un
-
2
2
6
2
Cl : 1s 2s 2p 3s 3p
cristal iónico
6
Los elementos metálicos, con pocos electrones de valencia y baja energía de ionización, tienden a
convertirse en cationes.
Los elementos no metálicos, con muchos electrones de valencia afinidad electrónica muy negativa,
tienden a recibir electrones convi tiéndose en aniones.
Estos iones se unen de manera estable mediante enlace iónico y forman los compuestos iónicos.
El enlace iónico es la unión que resulta de la presencia fuerzas electrostáticas entre iones positivos
y negativos para dar lugar a Información de una red cristalina Iónica.
7. Se tienen las siguientes parejas de elementos,
a. Mg, (Z = 12); y Cl, (Z = 17);
b. Fe, (Z = 26) y Cu, (Z = 29) ;
c. Br, (Z = 35) y Br, (Z = 35).
Justifica cuáles son sus estructuras de Lewis y el tipo de enlace que formarán entre sí. (1,5)
a)
Mg:
b)

: Fe :


: Cl : Mg : Cl :

: Cl :
+
•x
x
+

: Cu :

: Br : +
x

: Br :
x
ENLACE IÓNICO
No completan su octeto ya que pertencenen a
••x
los elementos de transición comparten los electrones de valencia
c)
x•
 
: Br : Br :
x
x
ENLACE METÁLICO
ENLACE COVALENTE

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