SlideShare una empresa de Scribd logo
Preguntas de exámenes de Química de la
Prueba de acceso a la Universidad (Madrid)
Parte 1
Estructura atómica, configuración electrónica, sistema
periódico y propiedades de los elementos, enlace
químico, geometría de las moléculas
Parte 1
• Estructura de la materia. Hipótesis de Planck. Modelo atómico de
Bohr.
• Mecánica cuántica: Hipótesis de De Broglie, Principio de
Incertidumbre de Heisenberg.
• Orbitales atómicos. Números cuánticos y su interpretación.
Partículas subatómicas: origen del Universo.
• Clasificación de los elementos según su estructura electrónica:
Sistema Periódico.
• Propiedades de los elementos según su posición en el Sistema
Periódico: energía de ionización, afinidad electrónica,
electronegatividad, radio atómico.
• Enlace químico. Enlace iónico.
• Propiedades de las sustancias con enlace iónico.
• Enlace covalente. Geometría y polaridad de las moléculas. Teoría del
enlace de valencia (TEV) e hibridación.
• Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia
(TRPECV).
• Propiedades de las sustancias con enlace covalente. Enlace
metálico.
• Modelo del gas electrónico y teoría de bandas.
• Propiedades de los metales. Aplicaciones de superconductores y
semiconductores.
• Enlaces presentes en sustancias de interés biológico. Naturaleza de
las fuerzas intermoleculares
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. (Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b)) M18E
triplenlace.com/aula/pau/
La configuración electrónica de cualquier elemento se puede obtener
por el principio de Aufbau basado en la regla “n + ℓ” de Madelung. El
diagrama adjunto es un algoritmo gráfico que permite aplicar esos
principios. Basta ir colocando los electrones en el orden indicado por
las flechas teniendo en cuenta que:
• Existe un solo tipo de orbitales s
• Existen 3 tipos de orbitales p
• Existen 5 tipos de orbitales d
• Existen 7 tipos de orbitales p
Por eso:
• en los orbitales s “caben” en total 2 electrones
• En los orbitales p “caben” en total 6 electrones
• En los orbitales d “caben” en total 10 electrones
• En los orbitales f “caben” en total 14 electrones
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
a
triplenlace.com/aula/pau/
• Los valores de Z del enunciado son los números atómicos de los
elementos en cuestión.
• Z es el número de protones en el núcleo de un átomo y coincide
con el número de electrones si el átomo está en estado
eléctricamente neutro (como es de suponer en este caso, pues el
enunciado no dice que se trate de iones).
• Por tanto, lo que hay que hacer es colocar los Z electrones
siguiendo el orden indicado por las flechas del diagrama, desde
abajo.
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
a
triplenlace.com/aula/pau/
• Además, para saber el número de electrones desapareados que
pide el enunciado habrá que tener en cuenta la regla de Hund,
según la cual los electrones se empiezan colocando en los orbitales
de manera que si es posible no estén emparejados. Dicho de otro
modo, se trata de conseguir que estén lo más desapareados que
sea posible. Por ejemplo, si hay que colocar cuatro electrones en
tres orbitales p, el primer electrón se coloca en el primer orbital p;
el segundo electrón en el segundo orbital p; el tercer electrón en el
tercer orbital p; y el cuarto electrón en el primer orbital p, apareado
con el electrón que ya estaba colocado allí.
• Teniendo todo eso en cuenta vamos a escribir las configuraciones
tanto de forma compacta (1s2 2s2 2p6…) como de manera gráfica
desarrollada para que se pueda contar el número de electrones
desapareados.
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
a
triplenlace.com/aula/pau/
Para Z = 7 el diagrama y la regla de Hund dan este resultado:
Configuración electrónica:
1s2 2s2 2p3
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
a
Como se puede ver, el número de
electrones desapareados es 3
(los 3 que están en orbitales 2p)
triplenlace.com/aula/pau/
Para Z = 26 el diagrama y la regla de Hund dan este resultado:
Configuración electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
a
El número de electrones
desapareados es 4 (los 4
están en orbitales 3d)
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
b
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
b Para empezar, la razón de que el ion K+ tenga un radio iónico aproximadamente igual al del Cl– es que
ambos son isoelectrónicos (o sea, tienen el mismo número de electrones). Para explicar esto veamos
la tabla periódica y la situación de los elementos K y Cl:
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
b
El Cl tiene 17 electrones (pues su número atómico es Z = 17); el K, 19. Si el Cl gana un electrón se convierte en Cl–. Si el
K pierde un electrón se convierte en K+. Ambos iones tendrán 18 electrones, y por eso se dice que son isoelectrónicos.
También serán isoelectrónicos con el Ar ( Z = 18). Por tanto, Cl– y K+ tendrán la misma
configuración electrónica que el Ar (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6) . Es decir, los tres tendrán el
mismo número de capas y subcapas y la misma distribución
de electrones en ellas. Eso es lo que explica que el Cl– y el K+
tengan un tamaño (radio iónico) parecido. (Nota: los iones
no son esféricos, pero se puede considerar que lo son
aproximadamente, y por eso se habla de radio).
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
b
Pero el Cl y el K tendrán radios claramente diferentes porque sus configuraciones electrónicas son distintas:
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
El K tiene una capa más y por tanto, en principio, debería ser más grande.
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
b
En cuanto a la relación entre los radios de Cl con Cl– y de K con K+ cabe decir:
• El radio del K debería ser mayor que el del K+ porque el K tiene una capa electrónica
más que el K+. Además, el K+ tiene una carga positiva y por tanto la atracción de los
electrones por el núcleo será mayor y eso tenderá a disminuir el tamaño del átomo.
• En cambio, el Cl– debería ser mayor que el Cl porque,
teniendo ambas especies el mismo número de cargas
positivas en el núcleo, el exceso de un electrón provoca
cierta repulsión en la nube electrónica y por tanto un
aumento de volumen.
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
b
En general, un átomo neutro es
mayor que su catión
pero menor que su anión
grupo 1 grupo 2 grupo 13 grupo 16 grupo 17
Esta imagen permite comparar muy
gráficamente las relaciones de radios
entre átomos neutros, cationes y aniones
(los valores vienen expresados en
picómetros; 1 pm = 10–12 m).
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
c
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
• Los niveles de energía del átomo de H se representan a la
derecha (no es necesario conocer los valores de estas
energías, que se indican solo a título informativo).
• El nivel donde está dibujado el electrón es el primer nivel,
correspondiente al número cuántico n = 1. Los siguientes
niveles corresponden a n = 2, n= 3, ···, n = ∞.
• Los niveles no están dibujados a escala, pero se ha querido
enfatizar que conforme va aumentando n más se van
acercando energéticamente unos a otros.
• Si el electrón está en n = 1 podrá “saltar” a n = 2, n = 3, ···,
n = ∞. Si está en n = 2 podrá saltar a n = 3, n = 4, ···, n = ∞.
• Cuando el electrón salta a n = ∞ deja de estar ligado al
núcleo. Se dice que el átomo ha quedado ionizado.
c Algunas consideraciones previas:
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
• Un electrón puede pasar de un nivel a otro superior absorbiendo
energía en forma de un fotón.
• La energía está relacionada con la frecuencia y la longitud de
onda del fotón por:
siendo h la constante de Planck, c la velocidad de la luz y ν y λ la
frecuencia y la longitud de onda del fotón, respectivamente.
• Por otro lado, la llamada fórmula de Rydberg indica el valor 1/λ
del fotón necesario para que el electrón “salte” desde un nivel n1
a un nivel n2. En ella, RH es la constante de Rydberg:
𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐
1
𝜆
1
𝜆
= 𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
c Más consideraciones previas:
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐
1
𝜆
1
𝜆
= 𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
El enunciado pide calcular la menor
longitud de onda. La menor λ
corresponderá al valor más alto del
cociente 1/λ. Ese valor más alto se
obtiene cuando el paréntesis tiene
el valor más alto posible, que es
cuando n1 = 1 y n2 = ∞ (se puede
hacer pruebas con números para
comprobar que es así)
c
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐
1
𝜆
1
𝜆
= 𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
Se llega a la misma
conclusión por esta fórmula.
De ella se deduce que cuanto
menor es λ mayor es E. Por lo
tanto, la menor longitud de
onda corresponderá a la
mayor energía. Y la mayor
energía corresponde al salto
desde n1 = 1 a n2 = ∞, como
es fácil entender observando
el diagrama
c
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
1
𝜆
= 𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
Por todo ello, para calcular la λ pedida en el enunciado
basta sustituir en la fórmula de Ryberg n1 = 1 y n2 = ∞,
teniendo en cuenta que RH = 1,097·107 m−1
c
triplenlace.com/aula/pau/
Responda justificadamente a las siguientes preguntas:
a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones
desapareados y los orbitales en los que se encuentran.
b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si
los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm.
c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107
m−1. M18E
1
𝜆
= 𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
Se obtiene λ = 9,12·10– 8 m
c
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. M18M
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
a
El número cuántico principal, n, de la capa más externa indica el periodo (fila)
en el que se encuentra el elemento. Por eso, los elementos A y B están en el
segundo periodo (pues en ellos n = 2) y el C y el D en el tercero (n = 3).
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
a • El número total de electrones en capa más externa (la de mayor n) es útil para darnos el grupo (columna) del
elemento.
• Si solo tiene electrones en una subcapa s (no en p ni d) de la capa más externa, pertenece al bloque s (color salmón). Si
solo tiene 1 electrón en s es del grupo IA; si tiene 2 electrones s, del grupo IIA (o es He, que está incluido en el bloque s).
• Si tiene electrones en una subcapa p (no d) es del bloque p (color amarillo). La suma de los electrones s y p de la capa más
externa coincide con el número romano del grupo (IIIB, IVB…).
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Bloque s Bloque d Bloque p
• Si tuviera electrones en una subcapa d pertenecería al
bloque d (color azul). El número de electrones en d
coincidiría con el número de columna de este bloque
si las numeramos de la 1 a la 10.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
a Por todo lo dicho, los elementos son:
• A: oxígeno, O (tiene subcapa p con 4 electrones; en total 6 electrones en última capa (2ª) ⇒ bloque p, grupo VI)
• B: berilio, Be (solo tiene subcapa s en la última capa (2ª) y está llena con 2 electrones ⇒ bloque s, grupo II)
• C: silicio, C (tiene subcapa p con 2 electrones; en total 4 electrones en última capa (3ª) ⇒ bloque p, grupo IV)
• D: cloro, Cl (tiene subcapa p con 5 electrones; en total 7 electrones en última capa (3ª) ⇒ bloque p, grupo VII)
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Bloque s Bloque d Bloque p
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
a Nota: se han empleado las numeraciones antiguas de los grupos (en números romanos) para ayudar a
identificar a los elementos, pero la IUPAC numerarlos del 1 al 18. Por eso, los elementos que hemos averiguado
estarían en los siguientes grupos:
A: oxígeno, O, grupo 16 | B: berilio, Be, grupo 2 | C: silicio, Si , grupo 14 | D: cloro, Cl , grupo 17.
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
a Una forma alternativa de identificar elementos del grupo p es numerando las columnas de este bloque de la 1 a la 6 (la del B
es la 1, la del C es la 2, etc.). El número de electrones en la subcapa p coincidirá con esa numeración. Así, el elemento A es el
oxígeno (4 electrones en subcapa p ⇒ 4ª columna del bloque p); el elemento B es el Be (2 electrones en subcapa s ⇒ 2ª
columna del bloque s); el elemento C es el silicio (2 electrones en subcapa p ⇒ 2ª columna del bloque p); el elemento D es el
cloro (4 electrones en subcapa p ⇒ 5ª columna del bloque p).
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
1 2 3 4 5 6
Bloque p
1 2
Bloque s
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
a Finalmente, también se puede averiguar el elemento contando su número total de electrones para determinar su número
atómico (Z) y comprobarlo en la tabla. Hay que tener cuenta que hay que agregar los electrones de las capas internas (2 para
A y B y (2 + 8) para C y D) a los que vemos en los fragmentos de configuraciones electrónicas del enunciado.
• A: 8 electrones ⇒ Z = 8 ⇒ es el oxígeno, O
• B: 4 electrones ⇒ Z = 4 ⇒ es el berilio, Be
• C: 14 electrones ⇒ Z = 14 ⇒ es el silicio, Si
• D: 17 electrones ⇒ Z = 17 ⇒ es el flúor, Cl
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
b
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
Como hemos visto, A tiene 8 electrones. Por lo tanto, A2– tendrá 10 electrones (los mismos que el neón, ya que
el número atómico de este es Z = 10).
• Un anión isoelectrónico con A2– puede ser el F– pues el número atómico del F es Z = 9, lo que supone que
el número de electrones del F– es 10. Otro anión isoelectrónico con A2– puede ser N3–. Otro: C4–.
• Un catión isoelectrónico con A2– puede ser el Na+ pues el número atómico del Na es Z = 11, lo que supone
que el número de electrones del Na+ es 10. Otro catión isoelectrónico con A2– puede ser Mg2+. Otro: Al3+.
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
b
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
c
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
• La energía de ionización es la necesaria para arrancar un electrón a un átomo A en estado gaseoso y
convertirlo en un catión A+. También podríamos llamarla primera energía de ionización (o primer potencial
de ionización) ya que podemos pensar en la energía necesaria para arrancar un electrón a un catión A+ y
convertirlo en A2+; esa sería la segunda energía de ionización, y así sucesivamente.
• La primera energía de ionización para cualquier elemento es más baja que la segunda, ya que en un catión
A+ los electrones están más atraídos por el núcleo cargado positivamente que lo están en el átomo neutro.
c
• A título de ejemplo véase el gráfico de la derecha que representa
las 10 primeras energías de ionización del Cl. Nótese el gran salto
entre la 7ª y la 8ª. Eso es porque el Cl tiene 7 electrones en su
última capa. Si se le quitan los 7 para obtener Cl7+ la especie es
isoelectrónica con el Ne, que es un gas noble. Como los gases
nobles son muy estables por tener 8 electrones en su última capa,
cuesta mucha energía quitarles un electrón, y de ahí que la 8ª
energía de ionización del Cl sea tan alta.
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
d
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2
2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen.
b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–.
c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera.
d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición
asociada a esa línea.
Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M
• El problema se refiere a una transición energética en el átomo de H, es decir, a un cambio de nivel de un
electrón (por ejemplo, de un nivel n = 1 al n = 2 o del n = 6 al n = 3, etc.)
• Para cambiar de nivel se ha de absorber (para subir de nivel) o emitir (para bajar de nivel) un fotón. Ese
fotón tiene una energía que se puede expresar en función de la frecuencia del fotón (ν) o de, lo que es
equivalente, su longitud de onda (λ). Según la teoría cuántica la energía de un fotón viene dada por E = h ν (h
es la constante de Planck). Como frecuencia y longitud de onda vienen relacionadas por ν = c / λ, entonces
podemos expresar E de estas dos maneras:
• En este caso conviene usar la segunda igualdad. Y todo lo que hay que hacer es sustituir datos teniendo en
cuenta que 434 nm = 343·10–9 m.
𝐸 = 6,62 · 10−34
𝐽 𝑠 × 3,00 · 108
𝑚 𝑠−1
1
434 · 10−9 𝑚
= 4,576 · 10−19
𝐽
• Ahora bien, esta es la energía para la transición en un solo átomo. Si se quiere dar para un mol de átomos
hay que multiplicar por la constante de Avogadro, NA. Se obtiene 275569 J mol– 1 o bien 275,569 kJ mol– 1.
d
𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐
1
𝜆
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
a • El número total de electrones en capa más externa (la de mayor n) es útil para darnos el grupo (columna) del
elemento.
• Si solo tiene electrones en una subcapa s (no en p ni d) de la capa más externa, pertenece al bloque s (color salmón). Si
solo tiene 1 electrón en s es del grupo IA; si tiene 2 electrones s, del grupo IIA (o es He, que está incluido en el bloque s).
• Si tiene electrones en una subcapa p (no d) es del bloque p (color amarillo). La suma de los electrones s y p de la capa más
externa coincide con el número romano del grupo (IIIB, IVB…).
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Bloque s Bloque d Bloque p
• Si tuviera electrones en una subcapa d pertenecería al
bloque d (color azul). El número de electrones en d
coincidiría con el número de columna de este bloque
si las numeramos de la 1 a la 10.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
a
• A: azufre, S (n más alto: 3 ⇒ periodo 3. Tiene subcapa p no completa, con 4 electrones; en total 6 electrones
en última capa ⇒ bloque p, grupo VI; también se puede averiguar el elemento porque tiene 16 e– ⇒ Z = 16).
• B: cloro, Cl (n más alto: 3 ⇒ periodo 3. Tiene subcapa p no completa, con 5 electrones; en total 7 electrones
en última capa ⇒ bloque p, grupo VII; también se puede averiguar el elemento porque tiene 17 e– ⇒ Z = 17).
• C: sodio, Na (n más alto: 3 ⇒ periodo 3. Tiene subcapa s no completa, con 1 electrón ⇒ bloque s, grupo I;
también se puede averiguar el elemento porque tiene 11 e– ⇒ Z = 11.
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Bloque s Bloque d Bloque p
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
b
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
b
• Se define la primera energía de ionización de un elemento como la necesaria para conseguir arrancar un
electrón a un átomo en estado gaseoso y convertirlo en el correspondiente catión monovalente (ion con una
sola carga positiva). Es lo mismo que decir la energía necesaria para que el electrón más externo salte desde
el nivel en que se encuentra en el átomo al nivel n = ∞.
• En general, la energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la tabla periódica o, dicho de
otra manera, en diagonal de abajo-izquierda a arriba-derecha, como indica la flecha. Como los tres
elementos están en el mismo periodo no hay que fijarse en el criterio del aumento de abajo arriba, sino
simplemente en el de izquierda a derecha.
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
• El orden de energía de ionización previsible es, por tanto:
Ei(C) < Ei(A) < Ei(B)
Ei(Na) < Ei(S) < Ei(Cl)
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
c
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐
1
𝜆
1
𝜆
= 𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
Para contestar
la pregunta
podemos
tener en
cuenta estas
dos fórmulas…
c
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐
1
𝜆
1
𝜆
= 𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
que se pueden
unir en esta otra
c
𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
c
4,85 · 10–19 𝐽 = 6,626 · 10−34 𝐽𝑠 × 3 · 108 𝑚𝑠−1 × 1,097 · 107 𝑚−1 ×
1
22
−
1
𝑛2
2 𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
Basta sustituir valores, pero hemos de tener en cuenta:
• La unidad de E en el sistema internacional es el julio (J), no el kJ.
• El valor que nos dan es kJ/mol, pero hemos de referirlo no a un mol de átomos, sino a un solo átomo. Por eso, debemos
dividir la energía dada por la constante de Avogadro (NA). Se obtiene: 291870 J·mol−1 / 6,022·1023 mol−1 = 4,85·10–19 J.
• Nos dan dos valores de RH, uno expresado en J y otro en m–1. Hemos de usar este último porque la fórmula de Rydberg
que hemos escrito anteriormente es para calcular 1 / λ (inversa de una distancia, y por tanto se mide en m–1).
• Como el fenómeno es de emisión, se entiende que el átomo está excitado en un nivel n2 (que hemos de averiguar) y
vuelve al estado n1 = 2 para relajarse. Esto es así porque la transición es visible (la región visible está entre ~400 y ~750 nm
y por tanto corresponde a la serie de Balmer, en la que n1 = 2.
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
c
𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
0,222 =
1
22
−
1
𝑛2
2
Basta sustituir valores, pero hemos de tener en cuenta:
• La unidad de E en el sistema internacional es el julio (J), no el kJ.
• El valor que nos dan es kJ/mol, pero hemos de referirlo no a un mol de átomos, sino a un solo átomo. Por eso, debemos
dividir la energía dada por la constante de Avogadro (NA). Se obtiene: 291870 J·mol−1 / 6,022·1023 mol−1 = 4,85·10–19 J.
• Nos dan dos valores de RH, uno expresado en J y otro en m–1. Hemos de usar este último porque la fórmula de Rydberg
que hemos escrito anteriormente es para calcular 1 / λ (inversa de una distancia, y por tanto se mide en m–1).
• Como el fenómeno es de emisión, se entiende que el átomo está excitado en un nivel n2 (que hemos de averiguar) y
vuelve al estado n1 = 2 para relajarse. Esto es así porque la transición es visible (la región visible está entre ~400 y ~750 nm
y por tanto corresponde a la serie de Balmer, en la que n1 = 2.
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
c
𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
0,222 − 0,25 = −
1
𝑛2
2 0,222 =
1
22
−
1
𝑛2
2
Basta sustituir valores, pero hemos de tener en cuenta:
• La unidad de E en el sistema internacional es el julio (J), no el kJ.
• El valor que nos dan es kJ/mol, pero hemos de referirlo no a un mol de átomos, sino a un solo átomo. Por eso, debemos
dividir la energía dada por la constante de Avogadro (NA). Se obtiene: 291870 J·mol−1 / 6,022·1023 mol−1 = 4,85·10–19 J.
• Nos dan dos valores de RH, uno expresado en J y otro en m–1. Hemos de usar este último porque la fórmula de Rydberg
que hemos escrito anteriormente es para calcular 1 / λ (inversa de una distancia, y por tanto se mide en m–1).
• Como el fenómeno es de emisión, se entiende que el átomo está excitado en un nivel n2 (que hemos de averiguar) y
vuelve al estado n1 = 2 para relajarse. Esto es así porque la transición es visible (la región visible está entre ~400 y ~750 nm
y por tanto corresponde a la serie de Balmer, en la que n1 = 2.
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
c
𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
0,222 − 0,25 = −
1
𝑛2
2 0,222 =
1
22
−
1
𝑛2
2
𝑛2 ≈ 6
Basta sustituir valores, pero hemos de tener en cuenta:
• La unidad de E en el sistema internacional es el julio (J), no el kJ.
• El valor que nos dan es kJ/mol, pero hemos de referirlo no a un mol de átomos, sino a un solo átomo. Por eso, debemos
dividir la energía dada por la constante de Avogadro (NA). Se obtiene: 291870 J·mol−1 / 6,022·1023 mol−1 = 4,85·10–19 J.
• Nos dan dos valores de RH, uno expresado en J y otro en m–1. Hemos de usar este último porque la fórmula de Rydberg
que hemos escrito anteriormente es para calcular 1 / λ (inversa de una distancia, y por tanto se mide en m–1).
• Como el fenómeno es de emisión, se entiende que el átomo está excitado en un nivel n2 (que hemos de averiguar) y
vuelve al estado n1 = 2 para relajarse. Esto es así porque la transición es visible (la región visible está entre ~400 y ~750 nm
y por tanto corresponde a la serie de Balmer, en la que n1 = 2.
triplenlace.com/aula/pau/
Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C:
1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b).
a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo.
b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor.
c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía
asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde.
Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M
c
Nota:
El valor en de RH lo dan también en julios porque se puede demostrar que empleando RH en julios la fórmula de Rydberg es
simplemente esta:
𝐸(𝑒𝑛 𝑗𝑢𝑙𝑖𝑜𝑠) = 𝑅𝐻(𝑒𝑛 𝑗𝑢𝑙𝑖𝑜𝑠)
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
4,85 · 10–19
𝐽 = 2,180·10−18
J ×
1
22 −
1
𝑛2
2
𝑛2 ≈ 6
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. M19E
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace. M19E
a
• Para escribir las configuraciones electrónicas teóricas podemos
ayudarnos del diagrama de la derecha, basado en la regla de Madelung.
• Las configuraciones resultan ser:
• Z = 4: 1s2 2s2
• Z = 8: 1s2 2s2 2p4
• Z = 13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace. M19E
a
• Para escribir las configuraciones electrónicas teóricas podemos
ayudarnos del diagrama de la derecha, basado en la regla de Madelung.
• Las configuraciones resultan ser:
• Z = 4: 1s2 2s2
• Z = 8: 1s2 2s2 2p4
• Z = 13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
n = 1
n = 3
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Bloque s Bloque d Bloque p
Para identificarlos podemos ayudarnos escribiendo
las primeras filas de la tabla periódica y
numerando los átomos, es decir, dándoles sus
valores de Z. Resultan ser el Be, el O y el Al
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace. M19E
a
• Para escribir las configuraciones electrónicas teóricas podemos ayudarnos del diagrama de la derecha, basado
en la regla de Madelung.
• Las configuraciones resultan ser:
• Z = 4: 1s2 2s2; es del 2º periodo, bloque s (columna II por terminar en s2) ⇒ Be
• Z = 8: 1s2 2s2 2p4; es del 2º periodo, bloque p (columna VI por terminar en s2 p4) ⇒ O
• Z = 13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1; es del 3º periodo, bloque p (columna III por terminar en s2 p1) ⇒ Al
n = 1
n = 3
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Bloque s Bloque d Bloque p
También se pueden identificar a partir de
sus configuraciones electrónicas
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace.
b
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace. M19E
b
• Para escribir las configuraciones electrónicas teóricas podemos ayudarnos del diagrama de la derecha, basado
en la regla de Madelung.
• Las configuraciones resultan ser:
• Z = 4: 1s2 2s2; Configuración GN (He): 1s2 ⇒ Be2+ (porque hemos quitado 2 e–)
• Z = 8: 1s2 2s2 2p4 ; Configuración GN (Ne): 1s2 2s2 2p6 ⇒ O2– (porque hemos añadido 2 e–)
• Z = 13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1; Configuración GN (Ne): 1s2 2s2 2p6 ⇒ Al3+ (porque hemos quitado 3 e–)
n = 1
n = 3
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Bloque s Bloque d Bloque p
Los iones más estables de cada elemento son aquellos que le dan
configuración de gas noble, es decir, 8 electrones en su última
capa (o 2 si el gas noble correspondiente es el He) ya sea
ganándolos o perdiéndolos y siguiendo el criterio general de que
se ganen o pierdan los menos posible
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace. M19E
c • El catión Be2+ tiene menor radio que el
Be porque al perder electrones de la
última capa el núcleo tiene exceso de
protones (exceso de carga positiva en
el núcleo) que atraen con más fuerza a
los electrones.
• En general, los cationes son más
pequeños que sus átomos neutros (los
aniones, al contrario).
grupo 1 grupo 2 grupo 13 grupo 16 grupo 17
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace. M19E
d
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo.
b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable.
c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo.
d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de
enlace. M19E
d • Los elementos son el O y el Al, que, como hemos visto, tienden a formar con relativa facilidad los
iones O2– y Al3+, ya que así adquieren configuraciones de gas noble sin haber tenido necesidad de
perder o ganar demasiados electrones.
• Tenderán a formar enlace iónico, ya que tienen carga diferente y se atraerán electrostáticamente.
Dadas sus cargas, para que en la molécula se compensen necesitamos 3 O2– y 2 Al3+. Por eso la
fórmula es Al2O3 (oxido de aluminio).
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl: Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl:
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
a • Conviene escribir los primeros periodos de la tabla periódica para
hacernos una idea de las posiciones del Cl y el Mg. Al escribirla podemos
comprobar que Z(Mg) = 12 y Z(Cl) = 17.
• Aplicando el diagrama de la derecha (regla de Madelung) podemos
determinar fácilmente las configuraciones de ambos átomos neutros:
• Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2
• Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
• A partir de ellas, las de los iones son intuitivas: el catión
Mg2+ tendrá la misma que la del Mg pero quitando dos
electrones de la última capa; y el anión Cl– la misma que la
del Cl pero añadiendo un electrón a la última capa:
• Mg2+ : 1s2 2s2 2p6
• Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl:
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
b
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl:
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
b Como acabamos de decir, la configuración del Mg es Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2, así que en realidad no hay un
electrón más externo, sino dos. Sus números cuánticos serían:
• n = 3, ya que el número cuántico principal n coincide con el valor numérico que aparece en el nombre
del orbital en cuestión (en este caso, el nombre de ese orbital es “3s”).
• 𝓁 = 0, ya que se emplea la siguiente terminología: para orbitales s, 𝓁 = 0; para orbitales p, 𝓁 = 1; para
orbitales d, 𝓁 = 2; para orbitales f, 𝓁 = 3.
• Si 𝓁 = 0, m solo puede valer 0 (pues el valor de m es un entero comprendido entre –𝓁 y + 𝓁).
• Finalmente, el valor absoluto del número cuántico de espín, s, siempre es ½, pero como hay dos
electrones uno tendrá valor positivo de s (+ ½ ) y el otro negativo (– ½ ). Por tanto, expresaremos s como
± ½.
(3, 0, 0, ±½)
Por todo ello, los números cuánticos del
electrón al que se refiere el enunciado son:
(Nota: al número cuántico m se le llama también a veces m𝓁; y al número cuántico s, ms).
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl:
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
c
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl:
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
c • Los dos elementos se encuentran en el mismo periodo, pero el cloro tiene mayor número atómico que el
magnesio, es decir, tiene más protones. Por eso, los electrones son atraídos con más fuerza en el cloro que
en el magnesio y eso hace que el radio del cloro sea menor que el del magnesio (r(Cl) < r(Mg)).
• La siguiente imagen es útil para ver cómo varia en general el tamaño de los átomos neutros en la tabla
periódica.
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl:
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
d
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl:
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
• La energía de ionización o potencial de ionización es la energía necesaria que hay que aportar al átomo
neutro (en estado gaseoso) para arrancarle un electrón. Como el Cloro tiene 7 electrones en su última
capa, faltándole solo 1 para alcanzar la configuración de gas noble (es decir, tener 8 electrones en la
última capa, como el Ar), su tendencia es a captar electrones, no a perderlos. Por eso, su energía de
ionización es muy alta. En cambio, el Mg, con 2 electrones en su última capa, alcanzaría configuración de
gas noble (la del Ne) perdiendo esos dos electrones. Por eso, arrancar electrones al Mg no cuesta mucho.
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
d
triplenlace.com/aula/pau/
Considere los elementos Mg y Cl:
a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–.
b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg.
c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta.
d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O
• La energía de ionización o potencial de ionización es la energía necesaria que hay que aportar al átomo
neutro (en estado gaseoso) para arrancarle un electrón. Como el Cloro tiene 7 electrones en su última
capa, faltándole solo 1 para alcanzar la configuración de gas noble (es decir, tener 8 electrones en la
última capa, como el Ar), su tendencia es a captar electrones, no a perderlos. Por eso, su energía de
ionización es muy alta. En cambio, el Mg, con 2 electrones en su última capa, alcanzaría configuración de
gas noble (la del Ne) perdiendo esos dos electrones. Por eso, arrancar electrones al Mg no cuesta mucho.
• En general, la energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la tabla periódica o, dicho
de otra manera, en diagonal, de abajo-izquierda a arriba-derecha, como indica la flecha. Como Mg y Cl
están en el mismo periodo no hay que fijarse en el criterio del aumento de abajo arriba, sino simplemente
en el de izquierda a derecha.
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
d
triplenlace.com/aula/pau/
Un elemento químico posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Justifique si son verdaderas o
falsas las siguientes afirmaciones:
a) Pertenece al grupo 17 del Sistema Periódico.
b) Se encuentra situado en el tercer periodo. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
c) Conduce la electricidad en estado sólido.
d) Los números cuánticos (3,1,–2,+½) corresponden a un electrón de este elemento. M18O
triplenlace.com/aula/pau/
Un elemento químico posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Justifique si son verdaderas o
falsas las siguientes afirmaciones:
a) Pertenece al grupo 17 del Sistema Periódico.
b) Se encuentra situado en el tercer periodo. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
c) Conduce la electricidad en estado sólido.
d) Los números cuánticos (3,1,–2,+½) corresponden a un electrón de este elemento. M18O
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
La configuración electrónica obtenida siguiendo el principio de construcción por la regla de Madelung (es decir, sin tener
en cuenta las excepciones a la regla) permite determinar:
• el periodo en que se encuentra un elemento, que es el valor más alto del número cuántico principal n.
• el grupo, que se puede hallar rápidamente observando si hay una subcapa que no esté llena:
• Si no está llena una subcapa s (configuración s1) el elemento es del grupo 1; si no está llena la subcapa p es de los grupos 13 al
17 (p1: grupo 13; p2: grupo 14, etc.); si no está llena una subcapa d, el número de grupo coincide con la suma del número de
electrones en esa capa d más 2 (ej.: un elemento con d5 es del grupo 7).
• Si todas las subcapas s, p y d están llenas el elemento es de los grupos 2, 12 o 18. Es del grupo 2 si para el valor más alto de n
tiene solo una subcapa s completa (excepto el He); es del grupo 18 si para el valor más alto de n tiene una subcapa p completa.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
triplenlace.com/aula/pau/
Un elemento químico posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Justifique si son verdaderas o
falsas las siguientes afirmaciones:
a) Pertenece al grupo 17 del Sistema Periódico.
b) Se encuentra situado en el tercer periodo. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
c) Conduce la electricidad en estado sólido.
d) Los números cuánticos (3,1,–2,+½) corresponden a un electrón de este elemento. M18O
a
Por tanto, las respuestas a las preguntas son:
b
c
Este elemento tiene una subcapa d incompleta con 6 electrones. Por tanto, su grupo es 6 + 2 = 8. (Nota: se
dice que tiene 8 electrones en su capa de valencia, ya que para los metales de transición y solo para ellos los
electrones de valencia se considera que son los que se encuentran en la subcapa s más externa (teóricamente
2) más los electrones que están en la subcapa d más externa de todas las posibles subcapas d que contenga
el elemento).
La configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Como el valor más alto de n es 4, el elemento se
encuentra en el 4º periodo.
El elemento es el Fe, conclusión a la que también podría haberse llegado sabiendo (sumando los electrones
de la configuración electrónica) que tiene 26 electrones, es decir, Z = 26, y escribiendo las 4 primeras filas de
la tabla periódica. Como el hierro es un metal, es buen conductor de la corriente eléctrica, algo que es
normal en los sólidos con enlace metálico. En ellos, en una red cristalina se colocan cationes del metal y los
electrones libres forman una “nube” o “mar” cuya movilidad explica la conducción.
d No es posible que un electrón tenga números cuánticos (3,1,–2,+½) porque los valores del tercer número
cuántico (m) solo pueden ser números enteros comprendidos estar entre los valores –𝓁 y + 𝓁, siendo 𝓁 el
segundo número cuántico escrito en ese paréntesis, que en este caso es 1. Por tanto, m solo podría valer en
este caso –1, 0 o +1.
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
M18E
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
M18E
a • Lo primero que conviene hacer es escribir las configuraciones
electrónicas de los cuatro elementos implicados: N, H, C, O
• Para ello necesitamos:
• 1. Averiguar los números atómicos (Z), escribiendo los dos
primeros periodos de la tabla periódica. Los valores Z nos
dirán cuántos hay electrones habrá que considerar.
• Usar el diagrama de la derecha para colocar esos electrones
en los orbitales correspondientes, empezando por abajo y
siguiendo las flechas.
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
a
1s2 2s2 2p3
N (Z = 7)
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p4
O (Z = 8)
• Seguidamente conviene escribir las estructuras de Lewis más probables. Se trata de contar los electrones de
valencia (los de la capa más externa) de cada elemento y ponerlos a su alrededor teniendo en cuenta que en
cada molécula los átomos deben estar enlazados y que cada enlace es un par de electrones.
• Lo que se pretende conseguir es que en total queden 8 electrones alrededor del átomo central y también de
los periféricos (2 en el caso del H). El átomo central normalmente es de aquel elemento del que solo hay un
átomo en la fórmula; también suele ser el menos electronegativo (sin contar el H). En el NH3 sería el N; en el
CO2, el C.
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
a
1s2 2s2 2p3
N (Z = 7)
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p4
O (Z = 8)
Se han representado con puntos los 5 electrones de valencia del N y con
aspas el electrón de valencia de cada del H. Esta disposición cumple las
exigencias de octecto de Lewis (8 electrones en total alrededor del N y 2
alrededor de cada H). Nótese que al N le queda un par de electrones
libres (:), es decir, sin compartir con los otros átomos. Los otros tres pares
de electrones existentes (· ×) se dice que son pares enlazantes porque
son los que constituyen los enlaces (tres, sencillos) de la molécula NH3.
N
H H
H
:
·
·
·
×
× ×
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
a
1s2 2s2 2p3
N (Z = 7)
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p4
O (Z = 8)
C
O O
×
×
×
× :
××
××
×
×
××
:
N
H H
H
:
·
·
·
×
× ×
Se han representado con puntos los 4 electrones de valencia
del C y con aspas los 6 electrones de valencia de cada O. Esta
disposición cumple las exigencias de octecto de Lewis para los
tres átomos (8 electrones en total alrededor de cada átomo).
No hay pares de electrones no enlazantes alrededor del átomo
central (sí hay 2 pares de este tipo alrededor de cada O) pero sí
4 pares de electrones enlazantes. Esos 4 pares sirven para
enlazar al átomo de C con los de O mediante un total de 4
enlaces sencillos o, dicho de otro modo, dos enlaces dobles
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
b
• Para predecir la geometría y al mismo tiempo
la hibridación de los orbitales del átomo
central es muy útil la tabla de la derecha, que
es un resumen de lo que establece la Teoría
de la Repulsión de los Pares de Electrones de
la Capa de Valencia (RPECV)
• Por región de elevada densidad electrónica
(alrededor del átomo central) se entiende:
• Pares de electrones no enlazante del
átomo central.
• La región del enlace (tanto si el enlace
es simple como doble o triple se cuenta
una sola región).
Nº de regiones
de elevada
densidad
electrónica
Distribución
geométrica de las
regiones
Hibridación Ejemplo
2 lineal sp O=C=O
3 triangular sp2 NH3
4 tetraédrica sp3 CH4
5 Bipirámide trigonal sp3d PF5
6 Octaédrica sp3d2 SF6
Tabla RPECV
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
1s2 2s2 2p3
N (Z = 7)
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p4
O (Z = 8)
C
O O
×
×
×
× :
××
××
×
×
××
:
N
H H
H
:
·
·
·
×
× ×
Recordemos las
estructuras de Lewis que
habíamos propuesto. Las
estructuras de Lewis no
predicen geometrías, pero
ayudan a averiguarlas
como vamos a ver
Recordemos las
estructuras de Lewis que
habíamos propuesto. Las
estructuras de Lewis no
predicen geometrías, pero
ayudan a averiguarlas
como vamos a ver
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
1s2 2s2 2p3
N (Z = 7)
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p4
O (Z = 8)
El N tiene 4 regiones de elevada densidad electrónica
alrededor (los tres enlaces y el par no enlazante). Por
tanto, la disposición espacial de estas regiones es
tetraédrica y la hibridación de los orbitales del N es sp3
C
O O
×
×
×
× :
××
××
×
×
××
:
N
H H
H
:
·
·
·
×
× ×
El C tiene 2 regiones de elevada densidad electrónica
alrededor (la de los enlaces, que en este caso son
ambos dobles). Por tanto, la disposición espacial de
estas regiones es lineal y la hibridación del C es sp
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
1s2 2s2 2p3
N (Z = 7)
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p4
O (Z = 8)
C
O O
×
×
×
× :
××
××
×
×
××
:
N
H
H
H
:
·
·
· ×
× ×
Por lo que hemos dicho,
escribimos esta estructura de
Lewis de modo que las
regiones de elevada densidad
electrónica se dirijan en la
dirección de los vértices de un
tetraedro. (La del CO2 no hay
que modificarla porque ya está
escrita de forma lineal, como
lo predice la teoría RPECV).
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
1s2 2s2 2p3
N (Z = 7)
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p4
O (Z = 8)
C
O O
×
×
×
× :
××
××
×
×
××
:
N
H
H
H
:
·
·
· ×
× ×
Podemos dibujar los orbitales
híbridos. En el NH3 son 4
orbitales híbridos sp3; en el
caso del C, 2 híbridos sp.
(Nota: el número de orbitales
híbridos de un tipo
determinado siempre es la
suma de los exponentes del
nombre del híbrido. Así, para
sp3 son 1 + 3 = 4; y para sp son
1 + 1 = 2)
Cada lóbulo es un orbital híbrido sp. Su forma real
es más parecida a esto:
Cada lóbulo es un orbital híbrido sp3.
Su forma real es más parecida a esto:
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
C
O O
=
N
H
H
H
b
=
• Para indicar la geometría de una molécula nos fijamos solo en los
núcleos. Por eso, podemos decir que el NH3 tiene geometría piramidal
trigonal (pirámide de base triangular) y el CO2 tiene geometría lineal.
• Hemos indicado cada par de electrones de enlace mediante una rayita
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
Para entender mejor las hibridaciones de estas moléculas consideremos en qué consiste la
hibridación de orbitales viendo esquemáticamente las más habituales: tipos sp, sp2 y sp3
3 orbitales p
1 orb. s 3 orbitales p
1 orb. s 3 orbitales p
1 orb. s
2 orb. p
2 orb. sp 1 orb. p
3 orb. sp2 4 orbitales sp3
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
• En el caso del NH3, como el N tiene configuración 1s2 2s2 2p3,
posee 5 electrones de valencia (los de la capa más externa, que
en este caso es la de n = 2). Los dibujamos en el esquema.
• La hibridación del orbital 2s con los tres orbitales 2p conduce a
cuatro orbitales híbridos sp3 en los que se colocan los 5
electrones siguiendo la regla de Hund.
↑↓ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑ ↑ ↑
3 orbitales p
1 orb. s
4 orbitales sp3
N
H
H
H
:
·
·
· ×
× ×
• Esto explica muy bien la estructura de
Lewis, en la que el N tiene un par de
electrones juntos (no enlazantes) y tres
desapareados mediante los que se enlaza
con los H (los H usan sus orbitales 1s –no
dibujados– para superponerlos a los tres
híbridos sp3 que tienen cada uno un solo
electrón)
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
↑↓ ↑ ↑
↑ ↑ ↑ ↑
2p3
2s2
2 orb. p
2 orb. sp
• En el caso del CO2, como el C tiene configuración 1s2 2s2 2p2,
posee 4 electrones de valencia (los de la capa más externa, que
en este caso es la de n = 2). Los dibujamos en el esquema.
• La hibridación del orbital 2s con lun orbitales 2p conduce a dos
orbitales híbridos sp mientras que los otros dos orbitales p
originales quedan puros, sin hibridar.
• Se admite que la regla de Hund se aplica a las 4 orbitales
conjuntamente, por lo que en cada orbital se coloca un electrón.
• Esto explica la estructura de Lewis del CO2, en la que el C aporta
sus 4 electrones solitarios para emparejarlos con los que aportan
los O. En cada enlace doble uno de los enlaces se dice que es
sigma (σ) y el otro pi (π).
C
O O
×
×
×
× :
××
××
×
×
××
:
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
3 orbitales p
1 orb. s 3 orbitales p
1 orb. s 5 orbitales d
5 orbitales d
3 orbitales sp3d 6 orbitales sp3d2 3 orbitales d
4 orbitales d
Existen otros tipos de hibridación como los llamados sp2d y
sp3d2. Este esquema permite ver en qué consisten
b
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
c y d
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
c y d
F
H
• Dos átomos diferentes que se unen mediante un enlace tienen distinta electronegatividad.
• Eso implica que se podría considerar que cada átomo del enlace tiene una cierta “densidad de carga
eléctrica” (δ), igual para ambos átomos pero de sentido contrario. El átomo más electronegativo tendrá
densidad de carga negativa (δ–); el menos electronegativo, positiva (δ–). Por ejemplo, en HF sería así:
• En física, dos cargas iguales y de distinto signo separadas una distancia d se dice que forman un dipolo
eléctrico.
• Los dipolos se caracterizan por una magnitud llamada momento dipolar que se define así:
𝜇 = 𝛿 𝑑
• El momento dipolar es un vector que se dibuja desde el átomo más electropositico al más electronegativo:
δ–
δ+
F
H
𝜇
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
c y d
• Cuando una molécula tiene más de un enlace, cada enlace lleva asociado su propio momento
dipolar. Como los momentos dipolares son vectores, se pueden sumar vectorialmente.
• En el caso del NH3 la suma de los tres vectores 𝜇 de cada enlace (en verde) es aproximadamente el
vector rojo. Se dice que la molécula NH3 tiene momento dipolar o bien que es una molécula polar.
• Pero en el CO2 los momentos dipolares de enlace se anulan entre sí y la molécula en conjunto no
tiene momento dipolar, por lo que se dice que es apolar.
C
O O
=
N
H
H
H
=
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
c y d
• Por otra parte, el NH3 puede formar enlaces de H (o puentes de H) con otras moléculas de NH3. Un
enlace de H es una fuerza intermolecular entre un átomo electronegativo de una molécula
(especialmente F, O o N) y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo
electronegativo (F, O o N).
• Se representa con líneas discontinua en la imagen porque es un enlace débil.
• Al unir ligeramente a las moléculas de NH3 entre sí, el enlace de H hace que el NH3 sea “más
líquido” de lo esperable, es decir, que sea más difícil convertirlo en gas cuando está en estado
líquido o en líquido cuando está en estado sólido. Es decir, tiene puntos de fusión y de ebullición
más altos de lo esperable. (Otra sustancia a la que le pasa esto claramente es el H2O).
triplenlace.com/aula/pau/
Para las moléculas NH3 y CO2:
a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central.
b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central.
c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan.
d) Explique su polaridad.
M18E
c y d
• En el caso del CO2 hay que tener en cuenta que en todas las moléculas los átomos están
continuamente vibrando en torno a sus posiciones de equilibrio. Así, el CO2 podríamos encontrarlo
en breves momentos en estas posiciones (se dan dos a título de ejemplo):
• Como se ve, en ambas situaciones los vectores verdes no se anulan, generando pequeños
momentos dipolares globales que se han representado en rojo (aproximadamente).
• Por ello, aunque la molécula es apolar porque en la posición de equilibrio se anulan los momentos
dipolares, se puede considerar que se crean en ella dipolos instantáneos.
• Cuando una molécula que tiene un dipolo instantáneo se acerca a otra se produce entre ambas una
leve interacción electrostática. Este tipo de interacción molecular se llama fuerza de London y es un
tipo de fuerza de Van der Waals.
• Las fuerzas de London son mucho más débiles que los enlaces de H. Por eso el CO2 tiene puntos de
fusión y ebullición muy bajos y tiende a ser un gas (es difícil licuarlo y más aún solidificarlo).
C
O O
=
=
C
O O
=
=
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad. M19E
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad. M19E
1s2 2s2 2p5
F (Z = 9)
1s2 2s2 2p3
B (Z = 5)
a Las configuraciones electrónicas de los átomos de la molécula BF3 son estas:
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad.
1s2 2s2 2p5
F (Z = 9)
1s2 2s2 2p1
B (Z = 5)
B
F
·
×
El átomo central es el B,
pero solo tiene 3
electrones en su última
capa. Son insuficientes
para poder aplicarle
estrictamente el modelo
del octeto de Lewis. Se
dice que el B tiene un
“octeto incompleto”
a
M19E
F F
·
·
× ×
× ×
×
×
×
×
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad.
a Para el CH3Cl las configuraciones electrónicas de sus átomos son estas:
M19E
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl (Z = 9)
n = 1
n = 3
n = 4
n = 2
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad.
C
Cl
·
×
En este caso, para escribir la estructura de Lewis
quedaría la duda muy razonable de cuál es el átomo
central, pues se podría aceptar en teoría tanto el C como
el Cl puesto que de ambas especies hay un solo átomo.
No obstante, en muchas moléculas suele ser el menos
electronegativo, sin contar el H..(Además, si lo fuera el Cl
la molécula sería muy extraña en química. Es más fácil
pensar que se trata de un derivado del CH4 (metano) en
el que se ha sustituido un H por un Cl).
a
M19E
H ·
×
× ×
×
×
×
×
1s1
H (Z = 1)
1s2 2s2 2p2
C (Z = 6)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl (Z = 9)
×
· H
·
H
×
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad. M19E
Esta tiene 3 pares de electrones enlazantes
y ninguno libre alrededor del B
b Veamos el número de pares de electrones enlazantes y, en su caso, el de electrones libres alrededor
del átomo central en ambas moléculas:
B
F
·
×
F F
·
·
× ×
× ×
×
×
×
×
C
Cl
·
×
H ·
×
× ×
×
×
×
×
×
· H
·
H
×
Esta tiene 4 pares de electrones enlazantes
y ninguno libre alrededor del C
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad. M19E
c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV
Nº de regiones
de elevada
densidad
electrónica
Distribución
geométrica de las
regiones
Hibridación Ejemplo
2 lineal sp O=C=O
3 triangular sp2 NH3
4 tetraédrica sp3 CH4
5 Bipirámide trigonal sp3d PF5
6 Octaédrica sp3d2 SF6
Tabla RPECV
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad. M19E
c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV
Nº de regiones
de elevada
densidad
electrónica
Distribución
geométrica de las
regiones
Hibridación Ejemplo
2 lineal sp O=C=O
3 triangular sp2 NH3
4 tetraédrica sp3 CH4
5 Bipirámide trigonal sp3d PF5
6 Octaédrica sp3d2 SF6
Tabla RPECV
B
F
·
×
F F
·
·
× ×
× ×
×
×
×
×
El átomo central tiene 3 regiones de
elevada densidad electrónica alrededor, las
cuales se dirigen hacia los vértices de un
triángulo para minimizar las repulsiones
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad. M19E
c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV
Nº de regiones
de elevada
densidad
electrónica
Distribución
geométrica de las
regiones
Hibridación Ejemplo
2 lineal sp O=C=O
3 triangular sp2 NH3
4 tetraédrica sp3 CH4
5 Bipirámide trigonal sp3d PF5
6 Octaédrica sp3d2 SF6
Tabla RPECV
B
F
F F
Por eso la molécula tiene geometría
triangular (trigonal plana)
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad. M19E
c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV
Nº de regiones
de elevada
densidad
electrónica
Distribución
geométrica de las
regiones
Hibridación Ejemplo
2 lineal sp O=C=O
3 triangular sp2 NH3
4 tetraédrica sp3 CH4
5 Bipirámide trigonal sp3d PF5
6 Octaédrica sp3d2 SF6
Tabla RPECV
C
Cl
·
×
H ·
×
× ×
×
×
×
×
×
·
·
×
El átomo central tiene 4 regiones de
elevada densidad electrónica alrededor, las
cuales se dirigen hacia los vértices de un
tetraedro para minimizar las repulsiones
H
H
triplenlace.com/aula/pau/
Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central.
c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV).
d) Justifique su polaridad. M19E
c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV
Nº de regiones
de elevada
densidad
electrónica
Distribución
geométrica de las
regiones
Hibridación Ejemplo
2 lineal sp O=C=O
3 triangular sp2 NH3
4 tetraédrica sp3 CH4
5 Bipirámide trigonal sp3d PF5
6 Octaédrica sp3d2 SF6
Tabla RPECV
Por eso la molécula tiene geometría
tetraédrica (no regular porque los cuatro
sustituyentes del C no son iguales)
C
Cl
H
H
H
triplenlace.com/aula/pau/
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace

Más contenido relacionado

Similar a Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace

02 estructura atomica
02 estructura atomica02 estructura atomica
02 estructura atomica
lyonnel cercado castro
 
Estructura atómica - Respuestas.pdf
Estructura atómica - Respuestas.pdfEstructura atómica - Respuestas.pdf
Estructura atómica - Respuestas.pdf
Omar Rafael Regalado Fernandez
 
clase de quimica
clase de quimicaclase de quimica
clase de quimica
Oscar Panana
 
Configuraciòn electrònica
Configuraciòn electrònicaConfiguraciòn electrònica
Configuraciòn electrònica
jahir Sànchez
 
Examen 3ª eval 4a y 4b corregido
Examen 3ª eval 4a y 4b corregidoExamen 3ª eval 4a y 4b corregido
Examen 3ª eval 4a y 4b corregido
jbenayasfq
 
SINTITUL-6.pdf
SINTITUL-6.pdfSINTITUL-6.pdf
SINTITUL-6.pdf
DeyvidCahuayaPonce
 
4to. configuracion electronica
4to. configuracion electronica4to. configuracion electronica
4to. configuracion electronica
Jean Edison Palma Vañez
 
Teoria de Rutherford, ejemplos y aplicaciones .ppt
Teoria de Rutherford, ejemplos y aplicaciones .pptTeoria de Rutherford, ejemplos y aplicaciones .ppt
Teoria de Rutherford, ejemplos y aplicaciones .ppt
9414327
 
Estructura De La Materia
Estructura De La MateriaEstructura De La Materia
Estructura De La Materia
mdoloresgalvezsanchez
 
Clase 3 2011
Clase 3  2011Clase 3  2011
Clase 3 2011
Lucas Crotti
 
Cuestiones tema 2 resueltas
Cuestiones tema 2 resueltasCuestiones tema 2 resueltas
Cuestiones tema 2 resueltas
mjrodrigon
 
Física2 bach 12.3 espectros atómicos
Física2 bach 12.3 espectros atómicosFísica2 bach 12.3 espectros atómicos
Física2 bach 12.3 espectros atómicos
Tarpafar
 
Fund.QuíM.Cap7b
Fund.QuíM.Cap7bFund.QuíM.Cap7b
Fund.QuíM.Cap7b
Isabel Menéndez
 
T E O RÍ A C UÁ N T I C A Y E S T R U C T U R A E L E C T RÓ N I C A D E...
T E O RÍ A  C UÁ N T I C A  Y  E S T R U C T U R A  E L E C T RÓ N I C A  D E...T E O RÍ A  C UÁ N T I C A  Y  E S T R U C T U R A  E L E C T RÓ N I C A  D E...
T E O RÍ A C UÁ N T I C A Y E S T R U C T U R A E L E C T RÓ N I C A D E...
jaival
 
Modelo cuantico del atomo de bohr
Modelo cuantico del atomo de bohrModelo cuantico del atomo de bohr
Modelo cuantico del atomo de bohr
carflores
 
T. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíA
T. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíAT. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíA
T. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíA
pookyloly
 
Descripción del átomo según la mecánica cuántica
Descripción del átomo según la mecánica cuánticaDescripción del átomo según la mecánica cuántica
Descripción del átomo según la mecánica cuántica
linjohnna
 
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptxppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
evaristobrionesruiz
 
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptxppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
SOLEDAD ATAYUPANQUI QUISPE
 
2 da semana cepre unmsm
2 da semana cepre unmsm2 da semana cepre unmsm
2 da semana cepre unmsm
Elias Navarrete
 

Similar a Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace (20)

02 estructura atomica
02 estructura atomica02 estructura atomica
02 estructura atomica
 
Estructura atómica - Respuestas.pdf
Estructura atómica - Respuestas.pdfEstructura atómica - Respuestas.pdf
Estructura atómica - Respuestas.pdf
 
clase de quimica
clase de quimicaclase de quimica
clase de quimica
 
Configuraciòn electrònica
Configuraciòn electrònicaConfiguraciòn electrònica
Configuraciòn electrònica
 
Examen 3ª eval 4a y 4b corregido
Examen 3ª eval 4a y 4b corregidoExamen 3ª eval 4a y 4b corregido
Examen 3ª eval 4a y 4b corregido
 
SINTITUL-6.pdf
SINTITUL-6.pdfSINTITUL-6.pdf
SINTITUL-6.pdf
 
4to. configuracion electronica
4to. configuracion electronica4to. configuracion electronica
4to. configuracion electronica
 
Teoria de Rutherford, ejemplos y aplicaciones .ppt
Teoria de Rutherford, ejemplos y aplicaciones .pptTeoria de Rutherford, ejemplos y aplicaciones .ppt
Teoria de Rutherford, ejemplos y aplicaciones .ppt
 
Estructura De La Materia
Estructura De La MateriaEstructura De La Materia
Estructura De La Materia
 
Clase 3 2011
Clase 3  2011Clase 3  2011
Clase 3 2011
 
Cuestiones tema 2 resueltas
Cuestiones tema 2 resueltasCuestiones tema 2 resueltas
Cuestiones tema 2 resueltas
 
Física2 bach 12.3 espectros atómicos
Física2 bach 12.3 espectros atómicosFísica2 bach 12.3 espectros atómicos
Física2 bach 12.3 espectros atómicos
 
Fund.QuíM.Cap7b
Fund.QuíM.Cap7bFund.QuíM.Cap7b
Fund.QuíM.Cap7b
 
T E O RÍ A C UÁ N T I C A Y E S T R U C T U R A E L E C T RÓ N I C A D E...
T E O RÍ A  C UÁ N T I C A  Y  E S T R U C T U R A  E L E C T RÓ N I C A  D E...T E O RÍ A  C UÁ N T I C A  Y  E S T R U C T U R A  E L E C T RÓ N I C A  D E...
T E O RÍ A C UÁ N T I C A Y E S T R U C T U R A E L E C T RÓ N I C A D E...
 
Modelo cuantico del atomo de bohr
Modelo cuantico del atomo de bohrModelo cuantico del atomo de bohr
Modelo cuantico del atomo de bohr
 
T. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíA
T. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíAT. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíA
T. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíA
 
Descripción del átomo según la mecánica cuántica
Descripción del átomo según la mecánica cuánticaDescripción del átomo según la mecánica cuántica
Descripción del átomo según la mecánica cuántica
 
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptxppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
 
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptxppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
ppt-3-numeros-cuanticos-y-configuracion-electronica.pptx
 
2 da semana cepre unmsm
2 da semana cepre unmsm2 da semana cepre unmsm
2 da semana cepre unmsm
 

Más de Triplenlace Química

Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptx
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptxPrueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptx
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptx
Triplenlace Química
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...
Triplenlace Química
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...
Triplenlace Química
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...
Triplenlace Química
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...
Triplenlace Química
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-bas...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-bas...Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-bas...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-bas...
Triplenlace Química
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...
Triplenlace Química
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 2. Equilibrio, solubilid...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 2. Equilibrio, solubilid...Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 2. Equilibrio, solubilid...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 2. Equilibrio, solubilid...
Triplenlace Química
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...
Triplenlace Química
 
Quimica de Acceso a la Universidad_0B. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Quimica de Acceso a la Universidad_0B. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...Quimica de Acceso a la Universidad_0B. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Quimica de Acceso a la Universidad_0B. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Triplenlace Química
 
Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Triplenlace Química
 
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...
Triplenlace Química
 
3.4. Enlace covalente - Teoria de orbitales moleculares.pptx
3.4. Enlace covalente  - Teoria de orbitales moleculares.pptx3.4. Enlace covalente  - Teoria de orbitales moleculares.pptx
3.4. Enlace covalente - Teoria de orbitales moleculares.pptx
Triplenlace Química
 
Principios de Quimica y Estructura - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...
Principios de Quimica y Estructura  - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...Principios de Quimica y Estructura  - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...
Principios de Quimica y Estructura - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...
Triplenlace Química
 
Principios de Quimica y Estructura - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...
Principios de Quimica y Estructura  - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...Principios de Quimica y Estructura  - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...
Principios de Quimica y Estructura - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...
Triplenlace Química
 
Principios de química y estructura ena1 - ejercicio 16 masa de reactivos p...
Principios de química y estructura    ena1 - ejercicio 16 masa de reactivos p...Principios de química y estructura    ena1 - ejercicio 16 masa de reactivos p...
Principios de química y estructura ena1 - ejercicio 16 masa de reactivos p...
Triplenlace Química
 
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 06 - tecnicas cromatograficas
Tecnicas instrumentales en medio ambiente   06 - tecnicas cromatograficasTecnicas instrumentales en medio ambiente   06 - tecnicas cromatograficas
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 06 - tecnicas cromatograficas
Triplenlace Química
 
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 05 - espectrometria de masas
Tecnicas instrumentales en medio ambiente   05 - espectrometria de masasTecnicas instrumentales en medio ambiente   05 - espectrometria de masas
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 05 - espectrometria de masas
Triplenlace Química
 
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 01 - hidrogeno, alcalinos y alc...
Resumenes de quimica inorganica descriptiva   01 - hidrogeno, alcalinos y alc...Resumenes de quimica inorganica descriptiva   01 - hidrogeno, alcalinos y alc...
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 01 - hidrogeno, alcalinos y alc...
Triplenlace Química
 
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 02 - familias del boro y el car...
Resumenes de quimica inorganica descriptiva   02 - familias del boro y el car...Resumenes de quimica inorganica descriptiva   02 - familias del boro y el car...
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 02 - familias del boro y el car...
Triplenlace Química
 

Más de Triplenlace Química (20)

Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptx
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptxPrueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptx
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptx
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-bas...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-bas...Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-bas...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-bas...
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 2. Equilibrio, solubilid...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 2. Equilibrio, solubilid...Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 2. Equilibrio, solubilid...
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 2. Equilibrio, solubilid...
 
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...
 
Quimica de Acceso a la Universidad_0B. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Quimica de Acceso a la Universidad_0B. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...Quimica de Acceso a la Universidad_0B. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Quimica de Acceso a la Universidad_0B. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
 
Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...
 
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...
 
3.4. Enlace covalente - Teoria de orbitales moleculares.pptx
3.4. Enlace covalente  - Teoria de orbitales moleculares.pptx3.4. Enlace covalente  - Teoria de orbitales moleculares.pptx
3.4. Enlace covalente - Teoria de orbitales moleculares.pptx
 
Principios de Quimica y Estructura - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...
Principios de Quimica y Estructura  - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...Principios de Quimica y Estructura  - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...
Principios de Quimica y Estructura - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...
 
Principios de Quimica y Estructura - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...
Principios de Quimica y Estructura  - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...Principios de Quimica y Estructura  - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...
Principios de Quimica y Estructura - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...
 
Principios de química y estructura ena1 - ejercicio 16 masa de reactivos p...
Principios de química y estructura    ena1 - ejercicio 16 masa de reactivos p...Principios de química y estructura    ena1 - ejercicio 16 masa de reactivos p...
Principios de química y estructura ena1 - ejercicio 16 masa de reactivos p...
 
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 06 - tecnicas cromatograficas
Tecnicas instrumentales en medio ambiente   06 - tecnicas cromatograficasTecnicas instrumentales en medio ambiente   06 - tecnicas cromatograficas
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 06 - tecnicas cromatograficas
 
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 05 - espectrometria de masas
Tecnicas instrumentales en medio ambiente   05 - espectrometria de masasTecnicas instrumentales en medio ambiente   05 - espectrometria de masas
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 05 - espectrometria de masas
 
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 01 - hidrogeno, alcalinos y alc...
Resumenes de quimica inorganica descriptiva   01 - hidrogeno, alcalinos y alc...Resumenes de quimica inorganica descriptiva   01 - hidrogeno, alcalinos y alc...
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 01 - hidrogeno, alcalinos y alc...
 
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 02 - familias del boro y el car...
Resumenes de quimica inorganica descriptiva   02 - familias del boro y el car...Resumenes de quimica inorganica descriptiva   02 - familias del boro y el car...
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 02 - familias del boro y el car...
 

Último

CLASES DE TERMINOS UTILIZADOS EN EL ALGEBRA
CLASES DE TERMINOS UTILIZADOS EN EL ALGEBRACLASES DE TERMINOS UTILIZADOS EN EL ALGEBRA
CLASES DE TERMINOS UTILIZADOS EN EL ALGEBRA
lizbetheac4599
 
LABERINTOS DE DISCIPLINAS OLÍMPICAS. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
LABERINTOS DE DISCIPLINAS OLÍMPICAS.  Por JAVIER SOLIS NOYOLALABERINTOS DE DISCIPLINAS OLÍMPICAS.  Por JAVIER SOLIS NOYOLA
LABERINTOS DE DISCIPLINAS OLÍMPICAS. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
JAVIER SOLIS NOYOLA
 
Introduccion-a-la-circunferencia area y longitud
Introduccion-a-la-circunferencia area y longitudIntroduccion-a-la-circunferencia area y longitud
Introduccion-a-la-circunferencia area y longitud
AsafHdez
 
2024 DIA DEL LOGRO-COMUNICACION - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
2024 DIA DEL LOGRO-COMUNICACION - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA2024 DIA DEL LOGRO-COMUNICACION - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
2024 DIA DEL LOGRO-COMUNICACION - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
Sandra Mariela Ballón Aguedo
 
ACERTIJO MATEMÁTICO DEL MEDALLERO OLÍMPICO. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
ACERTIJO MATEMÁTICO DEL MEDALLERO OLÍMPICO. Por JAVIER SOLIS NOYOLAACERTIJO MATEMÁTICO DEL MEDALLERO OLÍMPICO. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
ACERTIJO MATEMÁTICO DEL MEDALLERO OLÍMPICO. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
JAVIER SOLIS NOYOLA
 
🔴 (AC-S18) Semana 18 -Tema 01Trabajo de Investigación - Contratos y franquici...
🔴 (AC-S18) Semana 18 -Tema 01Trabajo de Investigación - Contratos y franquici...🔴 (AC-S18) Semana 18 -Tema 01Trabajo de Investigación - Contratos y franquici...
🔴 (AC-S18) Semana 18 -Tema 01Trabajo de Investigación - Contratos y franquici...
FernandoEstebanLlont
 
Los Formularios de Google: creación, gestión y administración de respuestas (...
Los Formularios de Google: creación, gestión y administración de respuestas (...Los Formularios de Google: creación, gestión y administración de respuestas (...
Los Formularios de Google: creación, gestión y administración de respuestas (...
Cátedra Banco Santander
 
SEMANAS DE GESTION 2024 para trabajo escolar
SEMANAS DE GESTION 2024 para trabajo escolarSEMANAS DE GESTION 2024 para trabajo escolar
SEMANAS DE GESTION 2024 para trabajo escolar
JuanPabloII10
 
Taller intensivo de formación continua. Puebla.
Taller intensivo de formación continua. Puebla.Taller intensivo de formación continua. Puebla.
Taller intensivo de formación continua. Puebla.
OscarCruzyCruz
 
fase intensiva taller intensivo de CTE julio
fase intensiva taller intensivo de CTE juliofase intensiva taller intensivo de CTE julio
fase intensiva taller intensivo de CTE julio
leydijazminguevaragu
 
678778595-Examen-Final-Innovacion-Social.pptx
678778595-Examen-Final-Innovacion-Social.pptx678778595-Examen-Final-Innovacion-Social.pptx
678778595-Examen-Final-Innovacion-Social.pptx
VALERIOPEREZBORDA
 
Semana 1 Derecho a interponer recursos y reparación.
Semana 1 Derecho a interponer recursos y reparación.Semana 1 Derecho a interponer recursos y reparación.
Semana 1 Derecho a interponer recursos y reparación.
SergioAlfrediMontoya
 
Relieve de la Región de la Selva Peruana.pdf
Relieve de la Región de la Selva Peruana.pdfRelieve de la Región de la Selva Peruana.pdf
Relieve de la Región de la Selva Peruana.pdf
angelakarenhuayre
 
Filigramma #17, revista literaria del Círculo de Escritores Sabersinfin
Filigramma #17, revista literaria del Círculo de Escritores SabersinfinFiligramma #17, revista literaria del Círculo de Escritores Sabersinfin
Filigramma #17, revista literaria del Círculo de Escritores Sabersinfin
Sabersinfin Portal
 
1. QUE ES UNA ESTRUCTURAOCTAVOASANTA TERESA .pptx
1. QUE ES UNA ESTRUCTURAOCTAVOASANTA TERESA .pptx1. QUE ES UNA ESTRUCTURAOCTAVOASANTA TERESA .pptx
1. QUE ES UNA ESTRUCTURAOCTAVOASANTA TERESA .pptx
nelsontobontrujillo
 
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 1 Informe sobre un tema del curso.docx
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 1 Informe sobre un tema del curso.docx🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 1 Informe sobre un tema del curso.docx
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 1 Informe sobre un tema del curso.docx
FernandoEstebanLlont
 
Informe de Evaluacion Diagnostica de Matematica 1-5 Ccesa007.pdf
Informe de Evaluacion Diagnostica de Matematica 1-5 Ccesa007.pdfInforme de Evaluacion Diagnostica de Matematica 1-5 Ccesa007.pdf
Informe de Evaluacion Diagnostica de Matematica 1-5 Ccesa007.pdf
Demetrio Ccesa Rayme
 
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 01 - Tarea - Proyecto Final (terminado y revisado...
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 01 - Tarea - Proyecto Final (terminado y revisado...🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 01 - Tarea - Proyecto Final (terminado y revisado...
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 01 - Tarea - Proyecto Final (terminado y revisado...
FernandoEstebanLlont
 
2024 DIA DEL LOGRO-ARTE 2 - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
2024 DIA DEL LOGRO-ARTE 2 - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA2024 DIA DEL LOGRO-ARTE 2 - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
2024 DIA DEL LOGRO-ARTE 2 - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
Sandra Mariela Ballón Aguedo
 
🔴 (AC-S18) Semana 18 – TRABAJO FINAL (INFORMATICA APLICADA TERMINADO y revisa...
🔴 (AC-S18) Semana 18 – TRABAJO FINAL (INFORMATICA APLICADA TERMINADO y revisa...🔴 (AC-S18) Semana 18 – TRABAJO FINAL (INFORMATICA APLICADA TERMINADO y revisa...
🔴 (AC-S18) Semana 18 – TRABAJO FINAL (INFORMATICA APLICADA TERMINADO y revisa...
FernandoEstebanLlont
 

Último (20)

CLASES DE TERMINOS UTILIZADOS EN EL ALGEBRA
CLASES DE TERMINOS UTILIZADOS EN EL ALGEBRACLASES DE TERMINOS UTILIZADOS EN EL ALGEBRA
CLASES DE TERMINOS UTILIZADOS EN EL ALGEBRA
 
LABERINTOS DE DISCIPLINAS OLÍMPICAS. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
LABERINTOS DE DISCIPLINAS OLÍMPICAS.  Por JAVIER SOLIS NOYOLALABERINTOS DE DISCIPLINAS OLÍMPICAS.  Por JAVIER SOLIS NOYOLA
LABERINTOS DE DISCIPLINAS OLÍMPICAS. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
 
Introduccion-a-la-circunferencia area y longitud
Introduccion-a-la-circunferencia area y longitudIntroduccion-a-la-circunferencia area y longitud
Introduccion-a-la-circunferencia area y longitud
 
2024 DIA DEL LOGRO-COMUNICACION - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
2024 DIA DEL LOGRO-COMUNICACION - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA2024 DIA DEL LOGRO-COMUNICACION - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
2024 DIA DEL LOGRO-COMUNICACION - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
 
ACERTIJO MATEMÁTICO DEL MEDALLERO OLÍMPICO. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
ACERTIJO MATEMÁTICO DEL MEDALLERO OLÍMPICO. Por JAVIER SOLIS NOYOLAACERTIJO MATEMÁTICO DEL MEDALLERO OLÍMPICO. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
ACERTIJO MATEMÁTICO DEL MEDALLERO OLÍMPICO. Por JAVIER SOLIS NOYOLA
 
🔴 (AC-S18) Semana 18 -Tema 01Trabajo de Investigación - Contratos y franquici...
🔴 (AC-S18) Semana 18 -Tema 01Trabajo de Investigación - Contratos y franquici...🔴 (AC-S18) Semana 18 -Tema 01Trabajo de Investigación - Contratos y franquici...
🔴 (AC-S18) Semana 18 -Tema 01Trabajo de Investigación - Contratos y franquici...
 
Los Formularios de Google: creación, gestión y administración de respuestas (...
Los Formularios de Google: creación, gestión y administración de respuestas (...Los Formularios de Google: creación, gestión y administración de respuestas (...
Los Formularios de Google: creación, gestión y administración de respuestas (...
 
SEMANAS DE GESTION 2024 para trabajo escolar
SEMANAS DE GESTION 2024 para trabajo escolarSEMANAS DE GESTION 2024 para trabajo escolar
SEMANAS DE GESTION 2024 para trabajo escolar
 
Taller intensivo de formación continua. Puebla.
Taller intensivo de formación continua. Puebla.Taller intensivo de formación continua. Puebla.
Taller intensivo de formación continua. Puebla.
 
fase intensiva taller intensivo de CTE julio
fase intensiva taller intensivo de CTE juliofase intensiva taller intensivo de CTE julio
fase intensiva taller intensivo de CTE julio
 
678778595-Examen-Final-Innovacion-Social.pptx
678778595-Examen-Final-Innovacion-Social.pptx678778595-Examen-Final-Innovacion-Social.pptx
678778595-Examen-Final-Innovacion-Social.pptx
 
Semana 1 Derecho a interponer recursos y reparación.
Semana 1 Derecho a interponer recursos y reparación.Semana 1 Derecho a interponer recursos y reparación.
Semana 1 Derecho a interponer recursos y reparación.
 
Relieve de la Región de la Selva Peruana.pdf
Relieve de la Región de la Selva Peruana.pdfRelieve de la Región de la Selva Peruana.pdf
Relieve de la Región de la Selva Peruana.pdf
 
Filigramma #17, revista literaria del Círculo de Escritores Sabersinfin
Filigramma #17, revista literaria del Círculo de Escritores SabersinfinFiligramma #17, revista literaria del Círculo de Escritores Sabersinfin
Filigramma #17, revista literaria del Círculo de Escritores Sabersinfin
 
1. QUE ES UNA ESTRUCTURAOCTAVOASANTA TERESA .pptx
1. QUE ES UNA ESTRUCTURAOCTAVOASANTA TERESA .pptx1. QUE ES UNA ESTRUCTURAOCTAVOASANTA TERESA .pptx
1. QUE ES UNA ESTRUCTURAOCTAVOASANTA TERESA .pptx
 
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 1 Informe sobre un tema del curso.docx
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 1 Informe sobre un tema del curso.docx🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 1 Informe sobre un tema del curso.docx
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 1 Informe sobre un tema del curso.docx
 
Informe de Evaluacion Diagnostica de Matematica 1-5 Ccesa007.pdf
Informe de Evaluacion Diagnostica de Matematica 1-5 Ccesa007.pdfInforme de Evaluacion Diagnostica de Matematica 1-5 Ccesa007.pdf
Informe de Evaluacion Diagnostica de Matematica 1-5 Ccesa007.pdf
 
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 01 - Tarea - Proyecto Final (terminado y revisado...
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 01 - Tarea - Proyecto Final (terminado y revisado...🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 01 - Tarea - Proyecto Final (terminado y revisado...
🔴 (AC-S18) Semana 18 - Tema 01 - Tarea - Proyecto Final (terminado y revisado...
 
2024 DIA DEL LOGRO-ARTE 2 - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
2024 DIA DEL LOGRO-ARTE 2 - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA2024 DIA DEL LOGRO-ARTE 2 - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
2024 DIA DEL LOGRO-ARTE 2 - IE HONORIO DELGADO ESPINOZA
 
🔴 (AC-S18) Semana 18 – TRABAJO FINAL (INFORMATICA APLICADA TERMINADO y revisa...
🔴 (AC-S18) Semana 18 – TRABAJO FINAL (INFORMATICA APLICADA TERMINADO y revisa...🔴 (AC-S18) Semana 18 – TRABAJO FINAL (INFORMATICA APLICADA TERMINADO y revisa...
🔴 (AC-S18) Semana 18 – TRABAJO FINAL (INFORMATICA APLICADA TERMINADO y revisa...
 

Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y molecular, sistema periódico, enlace

  • 1. Preguntas de exámenes de Química de la Prueba de acceso a la Universidad (Madrid) Parte 1 Estructura atómica, configuración electrónica, sistema periódico y propiedades de los elementos, enlace químico, geometría de las moléculas
  • 2. Parte 1 • Estructura de la materia. Hipótesis de Planck. Modelo atómico de Bohr. • Mecánica cuántica: Hipótesis de De Broglie, Principio de Incertidumbre de Heisenberg. • Orbitales atómicos. Números cuánticos y su interpretación. Partículas subatómicas: origen del Universo. • Clasificación de los elementos según su estructura electrónica: Sistema Periódico. • Propiedades de los elementos según su posición en el Sistema Periódico: energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, radio atómico. • Enlace químico. Enlace iónico. • Propiedades de las sustancias con enlace iónico. • Enlace covalente. Geometría y polaridad de las moléculas. Teoría del enlace de valencia (TEV) e hibridación. • Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV). • Propiedades de las sustancias con enlace covalente. Enlace metálico. • Modelo del gas electrónico y teoría de bandas. • Propiedades de los metales. Aplicaciones de superconductores y semiconductores. • Enlaces presentes en sustancias de interés biológico. Naturaleza de las fuerzas intermoleculares
  • 3. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. (Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b)) M18E triplenlace.com/aula/pau/
  • 4. La configuración electrónica de cualquier elemento se puede obtener por el principio de Aufbau basado en la regla “n + ℓ” de Madelung. El diagrama adjunto es un algoritmo gráfico que permite aplicar esos principios. Basta ir colocando los electrones en el orden indicado por las flechas teniendo en cuenta que: • Existe un solo tipo de orbitales s • Existen 3 tipos de orbitales p • Existen 5 tipos de orbitales d • Existen 7 tipos de orbitales p Por eso: • en los orbitales s “caben” en total 2 electrones • En los orbitales p “caben” en total 6 electrones • En los orbitales d “caben” en total 10 electrones • En los orbitales f “caben” en total 14 electrones Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E a triplenlace.com/aula/pau/
  • 5. • Los valores de Z del enunciado son los números atómicos de los elementos en cuestión. • Z es el número de protones en el núcleo de un átomo y coincide con el número de electrones si el átomo está en estado eléctricamente neutro (como es de suponer en este caso, pues el enunciado no dice que se trate de iones). • Por tanto, lo que hay que hacer es colocar los Z electrones siguiendo el orden indicado por las flechas del diagrama, desde abajo. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E a triplenlace.com/aula/pau/
  • 6. • Además, para saber el número de electrones desapareados que pide el enunciado habrá que tener en cuenta la regla de Hund, según la cual los electrones se empiezan colocando en los orbitales de manera que si es posible no estén emparejados. Dicho de otro modo, se trata de conseguir que estén lo más desapareados que sea posible. Por ejemplo, si hay que colocar cuatro electrones en tres orbitales p, el primer electrón se coloca en el primer orbital p; el segundo electrón en el segundo orbital p; el tercer electrón en el tercer orbital p; y el cuarto electrón en el primer orbital p, apareado con el electrón que ya estaba colocado allí. • Teniendo todo eso en cuenta vamos a escribir las configuraciones tanto de forma compacta (1s2 2s2 2p6…) como de manera gráfica desarrollada para que se pueda contar el número de electrones desapareados. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E a triplenlace.com/aula/pau/
  • 7. Para Z = 7 el diagrama y la regla de Hund dan este resultado: Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p3 Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E a Como se puede ver, el número de electrones desapareados es 3 (los 3 que están en orbitales 2p) triplenlace.com/aula/pau/
  • 8. Para Z = 26 el diagrama y la regla de Hund dan este resultado: Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E a El número de electrones desapareados es 4 (los 4 están en orbitales 3d) triplenlace.com/aula/pau/
  • 9. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E b triplenlace.com/aula/pau/
  • 10. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E b Para empezar, la razón de que el ion K+ tenga un radio iónico aproximadamente igual al del Cl– es que ambos son isoelectrónicos (o sea, tienen el mismo número de electrones). Para explicar esto veamos la tabla periódica y la situación de los elementos K y Cl: triplenlace.com/aula/pau/
  • 11. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E b El Cl tiene 17 electrones (pues su número atómico es Z = 17); el K, 19. Si el Cl gana un electrón se convierte en Cl–. Si el K pierde un electrón se convierte en K+. Ambos iones tendrán 18 electrones, y por eso se dice que son isoelectrónicos. También serán isoelectrónicos con el Ar ( Z = 18). Por tanto, Cl– y K+ tendrán la misma configuración electrónica que el Ar (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6) . Es decir, los tres tendrán el mismo número de capas y subcapas y la misma distribución de electrones en ellas. Eso es lo que explica que el Cl– y el K+ tengan un tamaño (radio iónico) parecido. (Nota: los iones no son esféricos, pero se puede considerar que lo son aproximadamente, y por eso se habla de radio). triplenlace.com/aula/pau/
  • 12. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E b Pero el Cl y el K tendrán radios claramente diferentes porque sus configuraciones electrónicas son distintas: Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 El K tiene una capa más y por tanto, en principio, debería ser más grande. triplenlace.com/aula/pau/
  • 13. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E b En cuanto a la relación entre los radios de Cl con Cl– y de K con K+ cabe decir: • El radio del K debería ser mayor que el del K+ porque el K tiene una capa electrónica más que el K+. Además, el K+ tiene una carga positiva y por tanto la atracción de los electrones por el núcleo será mayor y eso tenderá a disminuir el tamaño del átomo. • En cambio, el Cl– debería ser mayor que el Cl porque, teniendo ambas especies el mismo número de cargas positivas en el núcleo, el exceso de un electrón provoca cierta repulsión en la nube electrónica y por tanto un aumento de volumen. triplenlace.com/aula/pau/
  • 14. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E b En general, un átomo neutro es mayor que su catión pero menor que su anión grupo 1 grupo 2 grupo 13 grupo 16 grupo 17 Esta imagen permite comparar muy gráficamente las relaciones de radios entre átomos neutros, cationes y aniones (los valores vienen expresados en picómetros; 1 pm = 10–12 m). triplenlace.com/aula/pau/
  • 15. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E c triplenlace.com/aula/pau/
  • 16. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E • Los niveles de energía del átomo de H se representan a la derecha (no es necesario conocer los valores de estas energías, que se indican solo a título informativo). • El nivel donde está dibujado el electrón es el primer nivel, correspondiente al número cuántico n = 1. Los siguientes niveles corresponden a n = 2, n= 3, ···, n = ∞. • Los niveles no están dibujados a escala, pero se ha querido enfatizar que conforme va aumentando n más se van acercando energéticamente unos a otros. • Si el electrón está en n = 1 podrá “saltar” a n = 2, n = 3, ···, n = ∞. Si está en n = 2 podrá saltar a n = 3, n = 4, ···, n = ∞. • Cuando el electrón salta a n = ∞ deja de estar ligado al núcleo. Se dice que el átomo ha quedado ionizado. c Algunas consideraciones previas: triplenlace.com/aula/pau/
  • 17. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E • Un electrón puede pasar de un nivel a otro superior absorbiendo energía en forma de un fotón. • La energía está relacionada con la frecuencia y la longitud de onda del fotón por: siendo h la constante de Planck, c la velocidad de la luz y ν y λ la frecuencia y la longitud de onda del fotón, respectivamente. • Por otro lado, la llamada fórmula de Rydberg indica el valor 1/λ del fotón necesario para que el electrón “salte” desde un nivel n1 a un nivel n2. En ella, RH es la constante de Rydberg: 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐 1 𝜆 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 c Más consideraciones previas: triplenlace.com/aula/pau/
  • 18. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐 1 𝜆 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 El enunciado pide calcular la menor longitud de onda. La menor λ corresponderá al valor más alto del cociente 1/λ. Ese valor más alto se obtiene cuando el paréntesis tiene el valor más alto posible, que es cuando n1 = 1 y n2 = ∞ (se puede hacer pruebas con números para comprobar que es así) c triplenlace.com/aula/pau/
  • 19. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐 1 𝜆 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 Se llega a la misma conclusión por esta fórmula. De ella se deduce que cuanto menor es λ mayor es E. Por lo tanto, la menor longitud de onda corresponderá a la mayor energía. Y la mayor energía corresponde al salto desde n1 = 1 a n2 = ∞, como es fácil entender observando el diagrama c triplenlace.com/aula/pau/
  • 20. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 Por todo ello, para calcular la λ pedida en el enunciado basta sustituir en la fórmula de Ryberg n1 = 1 y n2 = ∞, teniendo en cuenta que RH = 1,097·107 m−1 c triplenlace.com/aula/pau/
  • 21. Responda justificadamente a las siguientes preguntas: a) Para los átomos A (Z = 7) y B (Z = 26) escriba la configuración electrónica, indique el número de electrones desapareados y los orbitales en los que se encuentran. b) Los iones K+ y Cl− tienen aproximadamente el mismo valor de sus radios iónicos, alrededor de 0,134 nm. Justifique si los radios atómicos de K y Cl serán mayores, menores o iguales a 0,134 nm. c) Calcule la menor longitud de onda en nm de la radiación absorbida del espectro de hidrógeno. Dato: RH = 1,097·107 m−1. M18E 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 Se obtiene λ = 9,12·10– 8 m c triplenlace.com/aula/pau/
  • 22. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. M18M triplenlace.com/aula/pau/
  • 23. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M a El número cuántico principal, n, de la capa más externa indica el periodo (fila) en el que se encuentra el elemento. Por eso, los elementos A y B están en el segundo periodo (pues en ellos n = 2) y el C y el D en el tercero (n = 3). n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 triplenlace.com/aula/pau/
  • 24. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M a • El número total de electrones en capa más externa (la de mayor n) es útil para darnos el grupo (columna) del elemento. • Si solo tiene electrones en una subcapa s (no en p ni d) de la capa más externa, pertenece al bloque s (color salmón). Si solo tiene 1 electrón en s es del grupo IA; si tiene 2 electrones s, del grupo IIA (o es He, que está incluido en el bloque s). • Si tiene electrones en una subcapa p (no d) es del bloque p (color amarillo). La suma de los electrones s y p de la capa más externa coincide con el número romano del grupo (IIIB, IVB…). n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB Bloque s Bloque d Bloque p • Si tuviera electrones en una subcapa d pertenecería al bloque d (color azul). El número de electrones en d coincidiría con el número de columna de este bloque si las numeramos de la 1 a la 10. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 triplenlace.com/aula/pau/
  • 25. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M a Por todo lo dicho, los elementos son: • A: oxígeno, O (tiene subcapa p con 4 electrones; en total 6 electrones en última capa (2ª) ⇒ bloque p, grupo VI) • B: berilio, Be (solo tiene subcapa s en la última capa (2ª) y está llena con 2 electrones ⇒ bloque s, grupo II) • C: silicio, C (tiene subcapa p con 2 electrones; en total 4 electrones en última capa (3ª) ⇒ bloque p, grupo IV) • D: cloro, Cl (tiene subcapa p con 5 electrones; en total 7 electrones en última capa (3ª) ⇒ bloque p, grupo VII) n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB Bloque s Bloque d Bloque p triplenlace.com/aula/pau/
  • 26. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M a Nota: se han empleado las numeraciones antiguas de los grupos (en números romanos) para ayudar a identificar a los elementos, pero la IUPAC numerarlos del 1 al 18. Por eso, los elementos que hemos averiguado estarían en los siguientes grupos: A: oxígeno, O, grupo 16 | B: berilio, Be, grupo 2 | C: silicio, Si , grupo 14 | D: cloro, Cl , grupo 17. n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 triplenlace.com/aula/pau/
  • 27. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M a Una forma alternativa de identificar elementos del grupo p es numerando las columnas de este bloque de la 1 a la 6 (la del B es la 1, la del C es la 2, etc.). El número de electrones en la subcapa p coincidirá con esa numeración. Así, el elemento A es el oxígeno (4 electrones en subcapa p ⇒ 4ª columna del bloque p); el elemento B es el Be (2 electrones en subcapa s ⇒ 2ª columna del bloque s); el elemento C es el silicio (2 electrones en subcapa p ⇒ 2ª columna del bloque p); el elemento D es el cloro (4 electrones en subcapa p ⇒ 5ª columna del bloque p). n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 1 2 3 4 5 6 Bloque p 1 2 Bloque s triplenlace.com/aula/pau/
  • 28. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M a Finalmente, también se puede averiguar el elemento contando su número total de electrones para determinar su número atómico (Z) y comprobarlo en la tabla. Hay que tener cuenta que hay que agregar los electrones de las capas internas (2 para A y B y (2 + 8) para C y D) a los que vemos en los fragmentos de configuraciones electrónicas del enunciado. • A: 8 electrones ⇒ Z = 8 ⇒ es el oxígeno, O • B: 4 electrones ⇒ Z = 4 ⇒ es el berilio, Be • C: 14 electrones ⇒ Z = 14 ⇒ es el silicio, Si • D: 17 electrones ⇒ Z = 17 ⇒ es el flúor, Cl n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 triplenlace.com/aula/pau/
  • 29. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M b triplenlace.com/aula/pau/
  • 30. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M Como hemos visto, A tiene 8 electrones. Por lo tanto, A2– tendrá 10 electrones (los mismos que el neón, ya que el número atómico de este es Z = 10). • Un anión isoelectrónico con A2– puede ser el F– pues el número atómico del F es Z = 9, lo que supone que el número de electrones del F– es 10. Otro anión isoelectrónico con A2– puede ser N3–. Otro: C4–. • Un catión isoelectrónico con A2– puede ser el Na+ pues el número atómico del Na es Z = 11, lo que supone que el número de electrones del Na+ es 10. Otro catión isoelectrónico con A2– puede ser Mg2+. Otro: Al3+. n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 b triplenlace.com/aula/pau/
  • 31. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M c triplenlace.com/aula/pau/
  • 32. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M • La energía de ionización es la necesaria para arrancar un electrón a un átomo A en estado gaseoso y convertirlo en un catión A+. También podríamos llamarla primera energía de ionización (o primer potencial de ionización) ya que podemos pensar en la energía necesaria para arrancar un electrón a un catión A+ y convertirlo en A2+; esa sería la segunda energía de ionización, y así sucesivamente. • La primera energía de ionización para cualquier elemento es más baja que la segunda, ya que en un catión A+ los electrones están más atraídos por el núcleo cargado positivamente que lo están en el átomo neutro. c • A título de ejemplo véase el gráfico de la derecha que representa las 10 primeras energías de ionización del Cl. Nótese el gran salto entre la 7ª y la 8ª. Eso es porque el Cl tiene 7 electrones en su última capa. Si se le quitan los 7 para obtener Cl7+ la especie es isoelectrónica con el Ne, que es un gas noble. Como los gases nobles son muy estables por tener 8 electrones en su última capa, cuesta mucha energía quitarles un electrón, y de ahí que la 8ª energía de ionización del Cl sea tan alta. triplenlace.com/aula/pau/
  • 33. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M d triplenlace.com/aula/pau/
  • 34. Considere los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5. a) Identifique los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2–. c) Justifique si la segunda energía de ionización para el elemento A es superior o inferior a la primera. d) En el espectro del átomo hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. Calcule ΔE, en kJ·mol−1, para la transición asociada a esa línea. Datos. h = 6,62×10−34 J·s; NA = 6,022×1023; c = 3,00×108 m·s−1. M18M • El problema se refiere a una transición energética en el átomo de H, es decir, a un cambio de nivel de un electrón (por ejemplo, de un nivel n = 1 al n = 2 o del n = 6 al n = 3, etc.) • Para cambiar de nivel se ha de absorber (para subir de nivel) o emitir (para bajar de nivel) un fotón. Ese fotón tiene una energía que se puede expresar en función de la frecuencia del fotón (ν) o de, lo que es equivalente, su longitud de onda (λ). Según la teoría cuántica la energía de un fotón viene dada por E = h ν (h es la constante de Planck). Como frecuencia y longitud de onda vienen relacionadas por ν = c / λ, entonces podemos expresar E de estas dos maneras: • En este caso conviene usar la segunda igualdad. Y todo lo que hay que hacer es sustituir datos teniendo en cuenta que 434 nm = 343·10–9 m. 𝐸 = 6,62 · 10−34 𝐽 𝑠 × 3,00 · 108 𝑚 𝑠−1 1 434 · 10−9 𝑚 = 4,576 · 10−19 𝐽 • Ahora bien, esta es la energía para la transición en un solo átomo. Si se quiere dar para un mol de átomos hay que multiplicar por la constante de Avogadro, NA. Se obtiene 275569 J mol– 1 o bien 275,569 kJ mol– 1. d 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐 1 𝜆 triplenlace.com/aula/pau/
  • 35. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M triplenlace.com/aula/pau/
  • 36. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M a • El número total de electrones en capa más externa (la de mayor n) es útil para darnos el grupo (columna) del elemento. • Si solo tiene electrones en una subcapa s (no en p ni d) de la capa más externa, pertenece al bloque s (color salmón). Si solo tiene 1 electrón en s es del grupo IA; si tiene 2 electrones s, del grupo IIA (o es He, que está incluido en el bloque s). • Si tiene electrones en una subcapa p (no d) es del bloque p (color amarillo). La suma de los electrones s y p de la capa más externa coincide con el número romano del grupo (IIIB, IVB…). n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB Bloque s Bloque d Bloque p • Si tuviera electrones en una subcapa d pertenecería al bloque d (color azul). El número de electrones en d coincidiría con el número de columna de este bloque si las numeramos de la 1 a la 10. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 triplenlace.com/aula/pau/
  • 37. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M a • A: azufre, S (n más alto: 3 ⇒ periodo 3. Tiene subcapa p no completa, con 4 electrones; en total 6 electrones en última capa ⇒ bloque p, grupo VI; también se puede averiguar el elemento porque tiene 16 e– ⇒ Z = 16). • B: cloro, Cl (n más alto: 3 ⇒ periodo 3. Tiene subcapa p no completa, con 5 electrones; en total 7 electrones en última capa ⇒ bloque p, grupo VII; también se puede averiguar el elemento porque tiene 17 e– ⇒ Z = 17). • C: sodio, Na (n más alto: 3 ⇒ periodo 3. Tiene subcapa s no completa, con 1 electrón ⇒ bloque s, grupo I; también se puede averiguar el elemento porque tiene 11 e– ⇒ Z = 11. n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB Bloque s Bloque d Bloque p triplenlace.com/aula/pau/
  • 38. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M b triplenlace.com/aula/pau/
  • 39. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M b • Se define la primera energía de ionización de un elemento como la necesaria para conseguir arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y convertirlo en el correspondiente catión monovalente (ion con una sola carga positiva). Es lo mismo que decir la energía necesaria para que el electrón más externo salte desde el nivel en que se encuentra en el átomo al nivel n = ∞. • En general, la energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la tabla periódica o, dicho de otra manera, en diagonal de abajo-izquierda a arriba-derecha, como indica la flecha. Como los tres elementos están en el mismo periodo no hay que fijarse en el criterio del aumento de abajo arriba, sino simplemente en el de izquierda a derecha. n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 • El orden de energía de ionización previsible es, por tanto: Ei(C) < Ei(A) < Ei(B) Ei(Na) < Ei(S) < Ei(Cl) triplenlace.com/aula/pau/
  • 40. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M c triplenlace.com/aula/pau/
  • 41. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐 1 𝜆 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 Para contestar la pregunta podemos tener en cuenta estas dos fórmulas… c triplenlace.com/aula/pau/
  • 42. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐 1 𝜆 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 que se pueden unir en esta otra c 𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 triplenlace.com/aula/pau/
  • 43. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M c 4,85 · 10–19 𝐽 = 6,626 · 10−34 𝐽𝑠 × 3 · 108 𝑚𝑠−1 × 1,097 · 107 𝑚−1 × 1 22 − 1 𝑛2 2 𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 Basta sustituir valores, pero hemos de tener en cuenta: • La unidad de E en el sistema internacional es el julio (J), no el kJ. • El valor que nos dan es kJ/mol, pero hemos de referirlo no a un mol de átomos, sino a un solo átomo. Por eso, debemos dividir la energía dada por la constante de Avogadro (NA). Se obtiene: 291870 J·mol−1 / 6,022·1023 mol−1 = 4,85·10–19 J. • Nos dan dos valores de RH, uno expresado en J y otro en m–1. Hemos de usar este último porque la fórmula de Rydberg que hemos escrito anteriormente es para calcular 1 / λ (inversa de una distancia, y por tanto se mide en m–1). • Como el fenómeno es de emisión, se entiende que el átomo está excitado en un nivel n2 (que hemos de averiguar) y vuelve al estado n1 = 2 para relajarse. Esto es así porque la transición es visible (la región visible está entre ~400 y ~750 nm y por tanto corresponde a la serie de Balmer, en la que n1 = 2. triplenlace.com/aula/pau/
  • 44. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M c 𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 0,222 = 1 22 − 1 𝑛2 2 Basta sustituir valores, pero hemos de tener en cuenta: • La unidad de E en el sistema internacional es el julio (J), no el kJ. • El valor que nos dan es kJ/mol, pero hemos de referirlo no a un mol de átomos, sino a un solo átomo. Por eso, debemos dividir la energía dada por la constante de Avogadro (NA). Se obtiene: 291870 J·mol−1 / 6,022·1023 mol−1 = 4,85·10–19 J. • Nos dan dos valores de RH, uno expresado en J y otro en m–1. Hemos de usar este último porque la fórmula de Rydberg que hemos escrito anteriormente es para calcular 1 / λ (inversa de una distancia, y por tanto se mide en m–1). • Como el fenómeno es de emisión, se entiende que el átomo está excitado en un nivel n2 (que hemos de averiguar) y vuelve al estado n1 = 2 para relajarse. Esto es así porque la transición es visible (la región visible está entre ~400 y ~750 nm y por tanto corresponde a la serie de Balmer, en la que n1 = 2. triplenlace.com/aula/pau/
  • 45. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M c 𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 0,222 − 0,25 = − 1 𝑛2 2 0,222 = 1 22 − 1 𝑛2 2 Basta sustituir valores, pero hemos de tener en cuenta: • La unidad de E en el sistema internacional es el julio (J), no el kJ. • El valor que nos dan es kJ/mol, pero hemos de referirlo no a un mol de átomos, sino a un solo átomo. Por eso, debemos dividir la energía dada por la constante de Avogadro (NA). Se obtiene: 291870 J·mol−1 / 6,022·1023 mol−1 = 4,85·10–19 J. • Nos dan dos valores de RH, uno expresado en J y otro en m–1. Hemos de usar este último porque la fórmula de Rydberg que hemos escrito anteriormente es para calcular 1 / λ (inversa de una distancia, y por tanto se mide en m–1). • Como el fenómeno es de emisión, se entiende que el átomo está excitado en un nivel n2 (que hemos de averiguar) y vuelve al estado n1 = 2 para relajarse. Esto es así porque la transición es visible (la región visible está entre ~400 y ~750 nm y por tanto corresponde a la serie de Balmer, en la que n1 = 2. triplenlace.com/aula/pau/
  • 46. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M c 𝐸 = ℎ𝑐𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 0,222 − 0,25 = − 1 𝑛2 2 0,222 = 1 22 − 1 𝑛2 2 𝑛2 ≈ 6 Basta sustituir valores, pero hemos de tener en cuenta: • La unidad de E en el sistema internacional es el julio (J), no el kJ. • El valor que nos dan es kJ/mol, pero hemos de referirlo no a un mol de átomos, sino a un solo átomo. Por eso, debemos dividir la energía dada por la constante de Avogadro (NA). Se obtiene: 291870 J·mol−1 / 6,022·1023 mol−1 = 4,85·10–19 J. • Nos dan dos valores de RH, uno expresado en J y otro en m–1. Hemos de usar este último porque la fórmula de Rydberg que hemos escrito anteriormente es para calcular 1 / λ (inversa de una distancia, y por tanto se mide en m–1). • Como el fenómeno es de emisión, se entiende que el átomo está excitado en un nivel n2 (que hemos de averiguar) y vuelve al estado n1 = 2 para relajarse. Esto es así porque la transición es visible (la región visible está entre ~400 y ~750 nm y por tanto corresponde a la serie de Balmer, en la que n1 = 2. triplenlace.com/aula/pau/
  • 47. Considere las configuraciones electrónicas de tres elementos A:1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y C: 1s2 2s2 2p6 3s1. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y c); 0,5 puntos b). a) Indique para cada elemento el grupo, el periodo, el nombre y el símbolo. b) Defina primera energía de ionización y justifique en cuál de los tres elementos es menor. c) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcule a qué transición corresponde. Datos: h = 6,626×10−34 J·s; NA = 6,022×1023 mol−1; RH = 2,180×10−18 J; RH = 1,097×107 m−1; c = 3×108 m·s−1. M19M c Nota: El valor en de RH lo dan también en julios porque se puede demostrar que empleando RH en julios la fórmula de Rydberg es simplemente esta: 𝐸(𝑒𝑛 𝑗𝑢𝑙𝑖𝑜𝑠) = 𝑅𝐻(𝑒𝑛 𝑗𝑢𝑙𝑖𝑜𝑠) 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 4,85 · 10–19 𝐽 = 2,180·10−18 J × 1 22 − 1 𝑛2 2 𝑛2 ≈ 6 triplenlace.com/aula/pau/
  • 48. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. M19E triplenlace.com/aula/pau/
  • 49. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. M19E a • Para escribir las configuraciones electrónicas teóricas podemos ayudarnos del diagrama de la derecha, basado en la regla de Madelung. • Las configuraciones resultan ser: • Z = 4: 1s2 2s2 • Z = 8: 1s2 2s2 2p4 • Z = 13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 triplenlace.com/aula/pau/
  • 50. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. M19E a • Para escribir las configuraciones electrónicas teóricas podemos ayudarnos del diagrama de la derecha, basado en la regla de Madelung. • Las configuraciones resultan ser: • Z = 4: 1s2 2s2 • Z = 8: 1s2 2s2 2p4 • Z = 13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 n = 1 n = 3 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB Bloque s Bloque d Bloque p Para identificarlos podemos ayudarnos escribiendo las primeras filas de la tabla periódica y numerando los átomos, es decir, dándoles sus valores de Z. Resultan ser el Be, el O y el Al triplenlace.com/aula/pau/
  • 51. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. M19E a • Para escribir las configuraciones electrónicas teóricas podemos ayudarnos del diagrama de la derecha, basado en la regla de Madelung. • Las configuraciones resultan ser: • Z = 4: 1s2 2s2; es del 2º periodo, bloque s (columna II por terminar en s2) ⇒ Be • Z = 8: 1s2 2s2 2p4; es del 2º periodo, bloque p (columna VI por terminar en s2 p4) ⇒ O • Z = 13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1; es del 3º periodo, bloque p (columna III por terminar en s2 p1) ⇒ Al n = 1 n = 3 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB Bloque s Bloque d Bloque p También se pueden identificar a partir de sus configuraciones electrónicas triplenlace.com/aula/pau/
  • 52. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. b triplenlace.com/aula/pau/
  • 53. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. M19E b • Para escribir las configuraciones electrónicas teóricas podemos ayudarnos del diagrama de la derecha, basado en la regla de Madelung. • Las configuraciones resultan ser: • Z = 4: 1s2 2s2; Configuración GN (He): 1s2 ⇒ Be2+ (porque hemos quitado 2 e–) • Z = 8: 1s2 2s2 2p4 ; Configuración GN (Ne): 1s2 2s2 2p6 ⇒ O2– (porque hemos añadido 2 e–) • Z = 13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1; Configuración GN (Ne): 1s2 2s2 2p6 ⇒ Al3+ (porque hemos quitado 3 e–) n = 1 n = 3 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB Bloque s Bloque d Bloque p Los iones más estables de cada elemento son aquellos que le dan configuración de gas noble, es decir, 8 electrones en su última capa (o 2 si el gas noble correspondiente es el He) ya sea ganándolos o perdiéndolos y siguiendo el criterio general de que se ganen o pierdan los menos posible triplenlace.com/aula/pau/
  • 54. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. M19E c • El catión Be2+ tiene menor radio que el Be porque al perder electrones de la última capa el núcleo tiene exceso de protones (exceso de carga positiva en el núcleo) que atraen con más fuerza a los electrones. • En general, los cationes son más pequeños que sus átomos neutros (los aniones, al contrario). grupo 1 grupo 2 grupo 13 grupo 16 grupo 17 triplenlace.com/aula/pau/
  • 55. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. M19E d triplenlace.com/aula/pau/
  • 56. Considere los elementos con números atómicos: Z = 4, Z = 8 y Z = 13. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y su símbolo. b) Razone para cada uno de los elementos cuál es su ion más estable. c) Justifique si el ion más estable del elemento Z = 4 tendrá mayor o menor radio que el de su átomo. d) Identifique el compuesto que se forma entre los elementos con Z = 8 y Z = 13, indicando su fórmula, nombre y tipo de enlace. M19E d • Los elementos son el O y el Al, que, como hemos visto, tienden a formar con relativa facilidad los iones O2– y Al3+, ya que así adquieren configuraciones de gas noble sin haber tenido necesidad de perder o ganar demasiados electrones. • Tenderán a formar enlace iónico, ya que tienen carga diferente y se atraerán electrostáticamente. Dadas sus cargas, para que en la molécula se compensen necesitamos 3 O2– y 2 Al3+. Por eso la fórmula es Al2O3 (oxido de aluminio). triplenlace.com/aula/pau/
  • 57. Considere los elementos Mg y Cl: Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O triplenlace.com/aula/pau/
  • 58. Considere los elementos Mg y Cl: a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O a • Conviene escribir los primeros periodos de la tabla periódica para hacernos una idea de las posiciones del Cl y el Mg. Al escribirla podemos comprobar que Z(Mg) = 12 y Z(Cl) = 17. • Aplicando el diagrama de la derecha (regla de Madelung) podemos determinar fácilmente las configuraciones de ambos átomos neutros: • Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 • Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 • A partir de ellas, las de los iones son intuitivas: el catión Mg2+ tendrá la misma que la del Mg pero quitando dos electrones de la última capa; y el anión Cl– la misma que la del Cl pero añadiendo un electrón a la última capa: • Mg2+ : 1s2 2s2 2p6 • Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 triplenlace.com/aula/pau/
  • 59. Considere los elementos Mg y Cl: a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O b triplenlace.com/aula/pau/
  • 60. Considere los elementos Mg y Cl: a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O b Como acabamos de decir, la configuración del Mg es Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2, así que en realidad no hay un electrón más externo, sino dos. Sus números cuánticos serían: • n = 3, ya que el número cuántico principal n coincide con el valor numérico que aparece en el nombre del orbital en cuestión (en este caso, el nombre de ese orbital es “3s”). • 𝓁 = 0, ya que se emplea la siguiente terminología: para orbitales s, 𝓁 = 0; para orbitales p, 𝓁 = 1; para orbitales d, 𝓁 = 2; para orbitales f, 𝓁 = 3. • Si 𝓁 = 0, m solo puede valer 0 (pues el valor de m es un entero comprendido entre –𝓁 y + 𝓁). • Finalmente, el valor absoluto del número cuántico de espín, s, siempre es ½, pero como hay dos electrones uno tendrá valor positivo de s (+ ½ ) y el otro negativo (– ½ ). Por tanto, expresaremos s como ± ½. (3, 0, 0, ±½) Por todo ello, los números cuánticos del electrón al que se refiere el enunciado son: (Nota: al número cuántico m se le llama también a veces m𝓁; y al número cuántico s, ms). triplenlace.com/aula/pau/
  • 61. Considere los elementos Mg y Cl: a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O c triplenlace.com/aula/pau/
  • 62. Considere los elementos Mg y Cl: a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O c • Los dos elementos se encuentran en el mismo periodo, pero el cloro tiene mayor número atómico que el magnesio, es decir, tiene más protones. Por eso, los electrones son atraídos con más fuerza en el cloro que en el magnesio y eso hace que el radio del cloro sea menor que el del magnesio (r(Cl) < r(Mg)). • La siguiente imagen es útil para ver cómo varia en general el tamaño de los átomos neutros en la tabla periódica. triplenlace.com/aula/pau/
  • 63. Considere los elementos Mg y Cl: a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O d triplenlace.com/aula/pau/
  • 64. Considere los elementos Mg y Cl: a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O • La energía de ionización o potencial de ionización es la energía necesaria que hay que aportar al átomo neutro (en estado gaseoso) para arrancarle un electrón. Como el Cloro tiene 7 electrones en su última capa, faltándole solo 1 para alcanzar la configuración de gas noble (es decir, tener 8 electrones en la última capa, como el Ar), su tendencia es a captar electrones, no a perderlos. Por eso, su energía de ionización es muy alta. En cambio, el Mg, con 2 electrones en su última capa, alcanzaría configuración de gas noble (la del Ne) perdiendo esos dos electrones. Por eso, arrancar electrones al Mg no cuesta mucho. n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 d triplenlace.com/aula/pau/
  • 65. Considere los elementos Mg y Cl: a) Escriba la configuración electrónica de Mg2+ y Cl–. b) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Mg. c) Ordene los elementos por orden creciente de tamaño y justifique la respuesta. d) Ordene los elementos por orden creciente de primera energía de ionización y justifique la respuesta. M18O • La energía de ionización o potencial de ionización es la energía necesaria que hay que aportar al átomo neutro (en estado gaseoso) para arrancarle un electrón. Como el Cloro tiene 7 electrones en su última capa, faltándole solo 1 para alcanzar la configuración de gas noble (es decir, tener 8 electrones en la última capa, como el Ar), su tendencia es a captar electrones, no a perderlos. Por eso, su energía de ionización es muy alta. En cambio, el Mg, con 2 electrones en su última capa, alcanzaría configuración de gas noble (la del Ne) perdiendo esos dos electrones. Por eso, arrancar electrones al Mg no cuesta mucho. • En general, la energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la tabla periódica o, dicho de otra manera, en diagonal, de abajo-izquierda a arriba-derecha, como indica la flecha. Como Mg y Cl están en el mismo periodo no hay que fijarse en el criterio del aumento de abajo arriba, sino simplemente en el de izquierda a derecha. n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 d triplenlace.com/aula/pau/
  • 66. Un elemento químico posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Pertenece al grupo 17 del Sistema Periódico. b) Se encuentra situado en el tercer periodo. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. c) Conduce la electricidad en estado sólido. d) Los números cuánticos (3,1,–2,+½) corresponden a un electrón de este elemento. M18O triplenlace.com/aula/pau/
  • 67. Un elemento químico posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Pertenece al grupo 17 del Sistema Periódico. b) Se encuentra situado en el tercer periodo. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. c) Conduce la electricidad en estado sólido. d) Los números cuánticos (3,1,–2,+½) corresponden a un electrón de este elemento. M18O n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ––––VIIIA –––– IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB La configuración electrónica obtenida siguiendo el principio de construcción por la regla de Madelung (es decir, sin tener en cuenta las excepciones a la regla) permite determinar: • el periodo en que se encuentra un elemento, que es el valor más alto del número cuántico principal n. • el grupo, que se puede hallar rápidamente observando si hay una subcapa que no esté llena: • Si no está llena una subcapa s (configuración s1) el elemento es del grupo 1; si no está llena la subcapa p es de los grupos 13 al 17 (p1: grupo 13; p2: grupo 14, etc.); si no está llena una subcapa d, el número de grupo coincide con la suma del número de electrones en esa capa d más 2 (ej.: un elemento con d5 es del grupo 7). • Si todas las subcapas s, p y d están llenas el elemento es de los grupos 2, 12 o 18. Es del grupo 2 si para el valor más alto de n tiene solo una subcapa s completa (excepto el He); es del grupo 18 si para el valor más alto de n tiene una subcapa p completa. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 triplenlace.com/aula/pau/
  • 68. Un elemento químico posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Pertenece al grupo 17 del Sistema Periódico. b) Se encuentra situado en el tercer periodo. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. c) Conduce la electricidad en estado sólido. d) Los números cuánticos (3,1,–2,+½) corresponden a un electrón de este elemento. M18O a Por tanto, las respuestas a las preguntas son: b c Este elemento tiene una subcapa d incompleta con 6 electrones. Por tanto, su grupo es 6 + 2 = 8. (Nota: se dice que tiene 8 electrones en su capa de valencia, ya que para los metales de transición y solo para ellos los electrones de valencia se considera que son los que se encuentran en la subcapa s más externa (teóricamente 2) más los electrones que están en la subcapa d más externa de todas las posibles subcapas d que contenga el elemento). La configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Como el valor más alto de n es 4, el elemento se encuentra en el 4º periodo. El elemento es el Fe, conclusión a la que también podría haberse llegado sabiendo (sumando los electrones de la configuración electrónica) que tiene 26 electrones, es decir, Z = 26, y escribiendo las 4 primeras filas de la tabla periódica. Como el hierro es un metal, es buen conductor de la corriente eléctrica, algo que es normal en los sólidos con enlace metálico. En ellos, en una red cristalina se colocan cationes del metal y los electrones libres forman una “nube” o “mar” cuya movilidad explica la conducción. d No es posible que un electrón tenga números cuánticos (3,1,–2,+½) porque los valores del tercer número cuántico (m) solo pueden ser números enteros comprendidos estar entre los valores –𝓁 y + 𝓁, siendo 𝓁 el segundo número cuántico escrito en ese paréntesis, que en este caso es 1. Por tanto, m solo podría valer en este caso –1, 0 o +1. triplenlace.com/aula/pau/
  • 69. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. M18E triplenlace.com/aula/pau/
  • 70. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. M18E a • Lo primero que conviene hacer es escribir las configuraciones electrónicas de los cuatro elementos implicados: N, H, C, O • Para ello necesitamos: • 1. Averiguar los números atómicos (Z), escribiendo los dos primeros periodos de la tabla periódica. Los valores Z nos dirán cuántos hay electrones habrá que considerar. • Usar el diagrama de la derecha para colocar esos electrones en los orbitales correspondientes, empezando por abajo y siguiendo las flechas. triplenlace.com/aula/pau/
  • 71. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E a 1s2 2s2 2p3 N (Z = 7) 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p4 O (Z = 8) • Seguidamente conviene escribir las estructuras de Lewis más probables. Se trata de contar los electrones de valencia (los de la capa más externa) de cada elemento y ponerlos a su alrededor teniendo en cuenta que en cada molécula los átomos deben estar enlazados y que cada enlace es un par de electrones. • Lo que se pretende conseguir es que en total queden 8 electrones alrededor del átomo central y también de los periféricos (2 en el caso del H). El átomo central normalmente es de aquel elemento del que solo hay un átomo en la fórmula; también suele ser el menos electronegativo (sin contar el H). En el NH3 sería el N; en el CO2, el C. triplenlace.com/aula/pau/
  • 72. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E a 1s2 2s2 2p3 N (Z = 7) 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p4 O (Z = 8) Se han representado con puntos los 5 electrones de valencia del N y con aspas el electrón de valencia de cada del H. Esta disposición cumple las exigencias de octecto de Lewis (8 electrones en total alrededor del N y 2 alrededor de cada H). Nótese que al N le queda un par de electrones libres (:), es decir, sin compartir con los otros átomos. Los otros tres pares de electrones existentes (· ×) se dice que son pares enlazantes porque son los que constituyen los enlaces (tres, sencillos) de la molécula NH3. N H H H : · · · × × × triplenlace.com/aula/pau/
  • 73. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E a 1s2 2s2 2p3 N (Z = 7) 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p4 O (Z = 8) C O O × × × × : ×× ×× × × ×× : N H H H : · · · × × × Se han representado con puntos los 4 electrones de valencia del C y con aspas los 6 electrones de valencia de cada O. Esta disposición cumple las exigencias de octecto de Lewis para los tres átomos (8 electrones en total alrededor de cada átomo). No hay pares de electrones no enlazantes alrededor del átomo central (sí hay 2 pares de este tipo alrededor de cada O) pero sí 4 pares de electrones enlazantes. Esos 4 pares sirven para enlazar al átomo de C con los de O mediante un total de 4 enlaces sencillos o, dicho de otro modo, dos enlaces dobles triplenlace.com/aula/pau/
  • 74. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E b triplenlace.com/aula/pau/
  • 75. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E b • Para predecir la geometría y al mismo tiempo la hibridación de los orbitales del átomo central es muy útil la tabla de la derecha, que es un resumen de lo que establece la Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV) • Por región de elevada densidad electrónica (alrededor del átomo central) se entiende: • Pares de electrones no enlazante del átomo central. • La región del enlace (tanto si el enlace es simple como doble o triple se cuenta una sola región). Nº de regiones de elevada densidad electrónica Distribución geométrica de las regiones Hibridación Ejemplo 2 lineal sp O=C=O 3 triangular sp2 NH3 4 tetraédrica sp3 CH4 5 Bipirámide trigonal sp3d PF5 6 Octaédrica sp3d2 SF6 Tabla RPECV triplenlace.com/aula/pau/
  • 76. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E 1s2 2s2 2p3 N (Z = 7) 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p4 O (Z = 8) C O O × × × × : ×× ×× × × ×× : N H H H : · · · × × × Recordemos las estructuras de Lewis que habíamos propuesto. Las estructuras de Lewis no predicen geometrías, pero ayudan a averiguarlas como vamos a ver Recordemos las estructuras de Lewis que habíamos propuesto. Las estructuras de Lewis no predicen geometrías, pero ayudan a averiguarlas como vamos a ver b triplenlace.com/aula/pau/
  • 77. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E 1s2 2s2 2p3 N (Z = 7) 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p4 O (Z = 8) El N tiene 4 regiones de elevada densidad electrónica alrededor (los tres enlaces y el par no enlazante). Por tanto, la disposición espacial de estas regiones es tetraédrica y la hibridación de los orbitales del N es sp3 C O O × × × × : ×× ×× × × ×× : N H H H : · · · × × × El C tiene 2 regiones de elevada densidad electrónica alrededor (la de los enlaces, que en este caso son ambos dobles). Por tanto, la disposición espacial de estas regiones es lineal y la hibridación del C es sp b triplenlace.com/aula/pau/
  • 78. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E 1s2 2s2 2p3 N (Z = 7) 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p4 O (Z = 8) C O O × × × × : ×× ×× × × ×× : N H H H : · · · × × × Por lo que hemos dicho, escribimos esta estructura de Lewis de modo que las regiones de elevada densidad electrónica se dirijan en la dirección de los vértices de un tetraedro. (La del CO2 no hay que modificarla porque ya está escrita de forma lineal, como lo predice la teoría RPECV). b triplenlace.com/aula/pau/
  • 79. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E 1s2 2s2 2p3 N (Z = 7) 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p4 O (Z = 8) C O O × × × × : ×× ×× × × ×× : N H H H : · · · × × × Podemos dibujar los orbitales híbridos. En el NH3 son 4 orbitales híbridos sp3; en el caso del C, 2 híbridos sp. (Nota: el número de orbitales híbridos de un tipo determinado siempre es la suma de los exponentes del nombre del híbrido. Así, para sp3 son 1 + 3 = 4; y para sp son 1 + 1 = 2) Cada lóbulo es un orbital híbrido sp. Su forma real es más parecida a esto: Cada lóbulo es un orbital híbrido sp3. Su forma real es más parecida a esto: b triplenlace.com/aula/pau/
  • 80. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E C O O = N H H H b = • Para indicar la geometría de una molécula nos fijamos solo en los núcleos. Por eso, podemos decir que el NH3 tiene geometría piramidal trigonal (pirámide de base triangular) y el CO2 tiene geometría lineal. • Hemos indicado cada par de electrones de enlace mediante una rayita triplenlace.com/aula/pau/
  • 81. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E Para entender mejor las hibridaciones de estas moléculas consideremos en qué consiste la hibridación de orbitales viendo esquemáticamente las más habituales: tipos sp, sp2 y sp3 3 orbitales p 1 orb. s 3 orbitales p 1 orb. s 3 orbitales p 1 orb. s 2 orb. p 2 orb. sp 1 orb. p 3 orb. sp2 4 orbitales sp3 b triplenlace.com/aula/pau/
  • 82. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E • En el caso del NH3, como el N tiene configuración 1s2 2s2 2p3, posee 5 electrones de valencia (los de la capa más externa, que en este caso es la de n = 2). Los dibujamos en el esquema. • La hibridación del orbital 2s con los tres orbitales 2p conduce a cuatro orbitales híbridos sp3 en los que se colocan los 5 electrones siguiendo la regla de Hund. ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 3 orbitales p 1 orb. s 4 orbitales sp3 N H H H : · · · × × × • Esto explica muy bien la estructura de Lewis, en la que el N tiene un par de electrones juntos (no enlazantes) y tres desapareados mediante los que se enlaza con los H (los H usan sus orbitales 1s –no dibujados– para superponerlos a los tres híbridos sp3 que tienen cada uno un solo electrón) b triplenlace.com/aula/pau/
  • 83. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 2p3 2s2 2 orb. p 2 orb. sp • En el caso del CO2, como el C tiene configuración 1s2 2s2 2p2, posee 4 electrones de valencia (los de la capa más externa, que en este caso es la de n = 2). Los dibujamos en el esquema. • La hibridación del orbital 2s con lun orbitales 2p conduce a dos orbitales híbridos sp mientras que los otros dos orbitales p originales quedan puros, sin hibridar. • Se admite que la regla de Hund se aplica a las 4 orbitales conjuntamente, por lo que en cada orbital se coloca un electrón. • Esto explica la estructura de Lewis del CO2, en la que el C aporta sus 4 electrones solitarios para emparejarlos con los que aportan los O. En cada enlace doble uno de los enlaces se dice que es sigma (σ) y el otro pi (π). C O O × × × × : ×× ×× × × ×× : b triplenlace.com/aula/pau/
  • 84. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E 3 orbitales p 1 orb. s 3 orbitales p 1 orb. s 5 orbitales d 5 orbitales d 3 orbitales sp3d 6 orbitales sp3d2 3 orbitales d 4 orbitales d Existen otros tipos de hibridación como los llamados sp2d y sp3d2. Este esquema permite ver en qué consisten b triplenlace.com/aula/pau/
  • 85. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E c y d triplenlace.com/aula/pau/
  • 86. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E c y d F H • Dos átomos diferentes que se unen mediante un enlace tienen distinta electronegatividad. • Eso implica que se podría considerar que cada átomo del enlace tiene una cierta “densidad de carga eléctrica” (δ), igual para ambos átomos pero de sentido contrario. El átomo más electronegativo tendrá densidad de carga negativa (δ–); el menos electronegativo, positiva (δ–). Por ejemplo, en HF sería así: • En física, dos cargas iguales y de distinto signo separadas una distancia d se dice que forman un dipolo eléctrico. • Los dipolos se caracterizan por una magnitud llamada momento dipolar que se define así: 𝜇 = 𝛿 𝑑 • El momento dipolar es un vector que se dibuja desde el átomo más electropositico al más electronegativo: δ– δ+ F H 𝜇 triplenlace.com/aula/pau/
  • 87. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E c y d • Cuando una molécula tiene más de un enlace, cada enlace lleva asociado su propio momento dipolar. Como los momentos dipolares son vectores, se pueden sumar vectorialmente. • En el caso del NH3 la suma de los tres vectores 𝜇 de cada enlace (en verde) es aproximadamente el vector rojo. Se dice que la molécula NH3 tiene momento dipolar o bien que es una molécula polar. • Pero en el CO2 los momentos dipolares de enlace se anulan entre sí y la molécula en conjunto no tiene momento dipolar, por lo que se dice que es apolar. C O O = N H H H = triplenlace.com/aula/pau/
  • 88. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E c y d • Por otra parte, el NH3 puede formar enlaces de H (o puentes de H) con otras moléculas de NH3. Un enlace de H es una fuerza intermolecular entre un átomo electronegativo de una molécula (especialmente F, O o N) y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo (F, O o N). • Se representa con líneas discontinua en la imagen porque es un enlace débil. • Al unir ligeramente a las moléculas de NH3 entre sí, el enlace de H hace que el NH3 sea “más líquido” de lo esperable, es decir, que sea más difícil convertirlo en gas cuando está en estado líquido o en líquido cuando está en estado sólido. Es decir, tiene puntos de fusión y de ebullición más altos de lo esperable. (Otra sustancia a la que le pasa esto claramente es el H2O). triplenlace.com/aula/pau/
  • 89. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo central. b) Indique su geometría y la hibridación que presenta el átomo central. c) Justifique las fuerzas intermoleculares que presentan. d) Explique su polaridad. M18E c y d • En el caso del CO2 hay que tener en cuenta que en todas las moléculas los átomos están continuamente vibrando en torno a sus posiciones de equilibrio. Así, el CO2 podríamos encontrarlo en breves momentos en estas posiciones (se dan dos a título de ejemplo): • Como se ve, en ambas situaciones los vectores verdes no se anulan, generando pequeños momentos dipolares globales que se han representado en rojo (aproximadamente). • Por ello, aunque la molécula es apolar porque en la posición de equilibrio se anulan los momentos dipolares, se puede considerar que se crean en ella dipolos instantáneos. • Cuando una molécula que tiene un dipolo instantáneo se acerca a otra se produce entre ambas una leve interacción electrostática. Este tipo de interacción molecular se llama fuerza de London y es un tipo de fuerza de Van der Waals. • Las fuerzas de London son mucho más débiles que los enlaces de H. Por eso el CO2 tiene puntos de fusión y ebullición muy bajos y tiende a ser un gas (es difícil licuarlo y más aún solidificarlo). C O O = = C O O = = triplenlace.com/aula/pau/
  • 90. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. M19E triplenlace.com/aula/pau/
  • 91. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. M19E 1s2 2s2 2p5 F (Z = 9) 1s2 2s2 2p3 B (Z = 5) a Las configuraciones electrónicas de los átomos de la molécula BF3 son estas: n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 triplenlace.com/aula/pau/
  • 92. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. 1s2 2s2 2p5 F (Z = 9) 1s2 2s2 2p1 B (Z = 5) B F · × El átomo central es el B, pero solo tiene 3 electrones en su última capa. Son insuficientes para poder aplicarle estrictamente el modelo del octeto de Lewis. Se dice que el B tiene un “octeto incompleto” a M19E F F · · × × × × × × × × triplenlace.com/aula/pau/
  • 93. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. a Para el CH3Cl las configuraciones electrónicas de sus átomos son estas: M19E 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl (Z = 9) n = 1 n = 3 n = 4 n = 2 triplenlace.com/aula/pau/
  • 94. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. C Cl · × En este caso, para escribir la estructura de Lewis quedaría la duda muy razonable de cuál es el átomo central, pues se podría aceptar en teoría tanto el C como el Cl puesto que de ambas especies hay un solo átomo. No obstante, en muchas moléculas suele ser el menos electronegativo, sin contar el H..(Además, si lo fuera el Cl la molécula sería muy extraña en química. Es más fácil pensar que se trata de un derivado del CH4 (metano) en el que se ha sustituido un H por un Cl). a M19E H · × × × × × × × 1s1 H (Z = 1) 1s2 2s2 2p2 C (Z = 6) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl (Z = 9) × · H · H × triplenlace.com/aula/pau/
  • 95. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. M19E Esta tiene 3 pares de electrones enlazantes y ninguno libre alrededor del B b Veamos el número de pares de electrones enlazantes y, en su caso, el de electrones libres alrededor del átomo central en ambas moléculas: B F · × F F · · × × × × × × × × C Cl · × H · × × × × × × × × · H · H × Esta tiene 4 pares de electrones enlazantes y ninguno libre alrededor del C triplenlace.com/aula/pau/
  • 96. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. M19E c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV Nº de regiones de elevada densidad electrónica Distribución geométrica de las regiones Hibridación Ejemplo 2 lineal sp O=C=O 3 triangular sp2 NH3 4 tetraédrica sp3 CH4 5 Bipirámide trigonal sp3d PF5 6 Octaédrica sp3d2 SF6 Tabla RPECV triplenlace.com/aula/pau/
  • 97. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. M19E c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV Nº de regiones de elevada densidad electrónica Distribución geométrica de las regiones Hibridación Ejemplo 2 lineal sp O=C=O 3 triangular sp2 NH3 4 tetraédrica sp3 CH4 5 Bipirámide trigonal sp3d PF5 6 Octaédrica sp3d2 SF6 Tabla RPECV B F · × F F · · × × × × × × × × El átomo central tiene 3 regiones de elevada densidad electrónica alrededor, las cuales se dirigen hacia los vértices de un triángulo para minimizar las repulsiones triplenlace.com/aula/pau/
  • 98. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. M19E c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV Nº de regiones de elevada densidad electrónica Distribución geométrica de las regiones Hibridación Ejemplo 2 lineal sp O=C=O 3 triangular sp2 NH3 4 tetraédrica sp3 CH4 5 Bipirámide trigonal sp3d PF5 6 Octaédrica sp3d2 SF6 Tabla RPECV B F F F Por eso la molécula tiene geometría triangular (trigonal plana) triplenlace.com/aula/pau/
  • 99. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. M19E c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV Nº de regiones de elevada densidad electrónica Distribución geométrica de las regiones Hibridación Ejemplo 2 lineal sp O=C=O 3 triangular sp2 NH3 4 tetraédrica sp3 CH4 5 Bipirámide trigonal sp3d PF5 6 Octaédrica sp3d2 SF6 Tabla RPECV C Cl · × H · × × × × × × × × · · × El átomo central tiene 4 regiones de elevada densidad electrónica alrededor, las cuales se dirigen hacia los vértices de un tetraedro para minimizar las repulsiones H H triplenlace.com/aula/pau/
  • 100. Para cada una de las siguientes moléculas: BF3 y CH3Cl. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Justifique el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo central. c) Dibuje e indique su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) Justifique su polaridad. M19E c Para averiguar la geometría de estas moléculas recurrimos a la tabla de la teoría RPECV Nº de regiones de elevada densidad electrónica Distribución geométrica de las regiones Hibridación Ejemplo 2 lineal sp O=C=O 3 triangular sp2 NH3 4 tetraédrica sp3 CH4 5 Bipirámide trigonal sp3d PF5 6 Octaédrica sp3d2 SF6 Tabla RPECV Por eso la molécula tiene geometría tetraédrica (no regular porque los cuatro sustituyentes del C no son iguales) C Cl H H H triplenlace.com/aula/pau/