Este documento presenta 5 problemas de química relacionados con conceptos como energía de ionización, electronegatividad, configuración electrónica y números cuánticos. Los problemas incluyen calcular frecuencias y energías de ionización y transiciones electrónicas, identificar elementos basados en su configuración, y justificar valores de electronegatividad y radio atómico a partir de números cuánticos.

1. QUÍMICA 2º BACH. D 23/10/2018
OPCIÓN A
1. Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa de 4,2 eV.
a) Determina la frecuencia de la radiación utilizada.
b) Si se dispone de luz naranja de 600 nm, ¿se podría conseguir la ionización del
rubidio con esta luz?
DATOS: h = 6,63·10-34 J·s; c = 3·108 m·s-1; 1 eV = 1,6·10-19 J; 1 nm = 10-9 m.
(2 puntos)
𝐸𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧. = 4,2 𝑒𝑉 ·
1,6 · 10−19
𝐽
1 𝑒𝑉
= 6,72 · 10−19
𝐽
a) 𝐸 = ℎ · 𝑓
6,72 · 10−19
= 6,63 · 10−34
· 𝑓; 𝒇 = 𝟏, 𝟎𝟏 · 𝟏𝟎 𝟏𝟓
𝑯𝒛
b)  = 600 𝑛𝑚 ·
10−9 𝑚
1 𝑛𝑚
= 6,00 · 10−7
𝑚
𝑬 = ℎ · 𝑓 = 6,63 · 10−34
·
3·108
6,00·10−7
= 𝟑, 𝟑𝟐 · 𝟏𝟎−𝟏𝟗
𝑱 < 𝑬𝒊𝒐𝒏𝒊𝒛.

2. 2. Un electrón de un átomo de hidrógeno salta desde el estado excitado de un nivel de
energía de número cuántico principal n = 3 a otro de n = 1. Calcula:
a) La energía y la frecuencia de la radiación emitida, expresadas en kJ·mol-1 y en Hz,
respectivamente.
b) Si la energía de transición incide sobre un átomo de rubidio y se arranca un
electrón que sale con una velocidad de 1670 km/s. ¿Cuál será la energía de
ionización del rubidio?
DATOS: RH = 1,097·107 m-1; NA = 6,02·1023 átomos·mol-1; h = 6,63·10-34 J·s; melectrón =
9,11·10-31 kg.
(2 puntos)
a) 𝑬 = ℎ ·
𝑐
𝑙
= 6,63 · 10−34
·
3·108
1,03·10−7
= 1,93 · 10−18 𝐽
𝑓𝑜𝑡ó𝑛
·
6,02·1023 𝑓𝑜𝑡𝑜𝑛𝑒𝑠
1 𝑚𝑜𝑙
·
1 𝑘𝐽
103 𝐽
= 𝟏𝟏𝟔𝟐
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
1
𝑙
= 𝑅 𝐻 · [
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2] ;
1
𝑙
= 1,097 · 107
· [
1
12
−
1
32
]
 = 𝟏, 𝟎𝟑 · 𝟏𝟎−𝟕
𝒎
𝐸 = ℎ · 𝑓 ; 𝒇 =
𝐸
ℎ
=
1,93 · 10−18
𝐽
6,63 · 10−34 𝐽 · 𝑠
= 𝟐, 𝟗𝟏 · 𝟏𝟎 𝟏𝟓
𝑯𝒛
b) 𝐸 = 𝑊𝑒𝑥𝑡𝑟. + 𝐸𝑐
1,93 · 10−18
𝐽 = 𝑊𝑒𝑥𝑡𝑟. +
1
2
· 9,11 · 10−31
· (1,67 · 106
)2
𝑾 𝒆𝒙𝒕𝒓. = 𝑬𝒊𝒐𝒏𝒊𝒛. = 𝟔, 𝟔 · 𝟏𝟎−𝟏𝟗
𝑱

3. 3. Considera los cuatro elementos con la siguiente configuración electrónica en los
niveles de energía más extensos: A: 2s2 2p4; B: 2s2; C: 3s2 3p2; D: 3s2 3p5.
a) Identifica los cuatro elementos con nombre y símbolo. Indica grupo y periodo al
que pertenecen.
b) Indica un catión y un anión que sean isoelectrónicos con A2-.
(2 puntos)
a) A: 2s2 2p4  Grupo: 16; Periodo: 2; Elemento: Oxígeno.
B: 2s2  Grupo: 2; Periodo: 2; Elemento: Berilio.
C: 3s2 3p2  Grupo: 14; Periodo: 3; Elemento: Silicio.
D: 3s2 3p5  Grupo: 17; Periodo: 3; Elemento: Cloro.
b)
A2-
: 2s2
2p6
Catión: Ion sodio (Na+
), ion calcio (Ca2+
).
Anión: Ion fluoruro (F-
), ion óxido (O2-
).

4. 4. En la tabla adjunta se recogen las dos primeras energías de ionización (E.I., en kJ·mol-
1) y las electronegatividades (EN) de tres elementos pertenecientes al tercer periodo:
cloro, magnesio y sodio.
a) Define los conceptos de energía de ionización y de electronegatividad.
b) Escribe las configuraciones electrónicas de los tres elementos mencionados en
el enunciado.
c) Utilizando las energías de ionización, justifica cuáles son cada uno de los
elementos X, Y y Z.
d) Justifica los valores de las electronegatividades de la tabla.
Elemento 1er E.I. 2ª E.I. EN
X 495,8 4562 0,93
Y 737,7 1451 1,31
Z 1251 2298 3,16
(2 puntos)
a) ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Energía que se debe aportar a un átomo aislada,
gaseoso y en su estado fundamental para arrancarle su electrón más
débilmente ligado. Se mide en eV para un átomo y en kJ/mol para un mol de
átomos.
ELECTRONEGATIVIDAD: Índice de la tendencia que tiene un átomo para atraer
la densidad electrónica del enlace.
b) Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2
c) Elemento X: Sodio (Na). Elemento Y: Magnesio (Mg). Elemento Z: Cloro (Cl).
d) La electronegatividad (X) toma valores elevados en no metales (cloro) y tiene
valores bajos en metales (sodio y magnesio).

5. 5. Sean dos átomos X e Y. Los números cuánticos posibles para el último electrón de
cada uno de ellos en su estado fundamental son: X = (4, 0, 0, ± ½), Y = (3, 0 ó ±1, ± ½).
Justifica:
a) El periodo y los grupos posibles a los que pertenece cada uno de ellos.
b) Cuál de ellos es más electronegativo.
c) Cuál tiene menor radio atómico.
(2 puntos)
a)
X = (4, 0, 0, ± ½) Y = (3, 0 ó ±1, ± ½)
X pertenece al grupo 1 o al 2 y al periodo 4.
Y pertenece al grupo 1 hasta 2 o 13 hasta el 18. Tercer periodo.
b)
Es más electronegativo el elemento Y porque el elemento X es un elemento del bloque
s y se caracterizan por ser electropositivos.
c)
Tiene menor radio atómico el elemento Y. El radio atómico aumenta al bajar en un
grupo porque se reduce la carga nuclear efectiva y los electrones más externos se
sienten menos atraídos por el núcleo.