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FyQ 1 bach. Solución Actividades Tema 2: Estructura Atómica y Enlace Químico

2.1 – ESTRUCTURA ATÓMICA 1

ESTRUCTURA ATÓMICA

Modelos atómicos

A01 Cita los principales hechos que cuestionaban que el átomo es una partícula elemental sin ninguna estructura interna.

Solución

La electrólisis, la radiactividad, la tabla periódica y el enlace entre los átomos.

A02 Modelo de Thomson del átomo. ¿Cómo es? ¿En qué hechos se basó? ¿Qué explicaba el modelo?

Solución

Thomson imaginó el átomo como una esfera de masa fluida de carga positiva, en cuyo seno se hallan incrustados los electrones, distribuidos en las posiciones adecuadas para que el campo eléctrico resultante fuese nulo. En términos más coloquiales, el modelo de Thomson se conoce como el del "pastel de pasas"

Los hechos fundamentales que le llevaron a proponer su modelo fueron:

- La existencia de electrones, partículas negativas presentes en todas las sustancias.- El carácter habitualmente neutro de la materia, lo que supone que junto a los electrones, los átomos han de contener materiacargada positivamente.- La posibilidad de extraer electrones de los átomos de cualquier sustancia, pero no así cargas positivas.

El modelo podía explicar la electricidad estática, la producción de iones y la emisión de luz por los átomos.

A03 Explica, teniendo en cuenta el modelo atómico de Thomson, que cuando se frotan, unos cuerpos adquieren electricidad positiva, y otros, negativa.

Solución

De acuerdo con el modelo de Thomson, los átomos están formados por una masa de carga positiva en la que están insertas pequeñas partículas de carga negativa: los electrones. Los átomos son neutros: su carga positiva coincide con el número de electrones. Pero al frotar un cuerpo se puede producir un trasvase de electrones. Unos cuerpos ganan electrones por frotamiento y, por tanto, se cargan negativamente. Otros cuerpos pierden electrones por frotamiento y, por tanto, se cargan positivamente.

A04 Contesta: a) ¿Cómo se interpreta el hecho de que en todas las experiencias realizadas en tubos de rayos catódicos se detectase lamisma partícula, cualquiera que fuese el gas que había en su interior?b) ¿Cómo podría interpretarse el hecho de que en las experiencias hechas en tubos de rayos catódicos se detectase unapartícula positiva, diferente dependiendo del gas que hubiese en el interior del tubo?

Solución

a) Que esa partícula está presente en todos los átomos, cualquiera que sea el elemento químico que se estudie.b) Que lo que queda en un átomo, después de que haya perdido algunos electrones, depende del elemento de que se trate.

A05 Explica por qué la experiencia de la lámina de oro es una prueba de que el átomo tiene un núcleo muy pequeño y una «corteza» muy grande.

Solución

El hecho que de una porción muy pequeña de las partículas α reboten al chocar con la lámina de oro indica que en la lámina

hay algunos puntos donde la carga positiva está muy concentrada; serán los núcleos de los átomos. El que la mayor parte de las partículas atraviesen la lámina sin desviarse quiere decir que la mayor parte atraviesan el átomo por zonas donde no hay cargas; la corteza del átomo donde están los electrones girando y que es mucho mayor que el núcleo.

A06 Rutherford supuso que los átomos tienen un núcleo con carga positiva y una corteza con electrones, que tienen carga negativa. ¿Cómo es posible que los electrones se mantengan alrededor del núcleo y no sean atraídos por el núcleo como sucede siempre que tenemos cuerpos con electricidad de distinto tipo?

Solución

Los electrones son atraídos por el núcleo. Es precisamente la atracción del núcleo la fuerza que los mantiene girando, curvarse constantemente, pues si no hubiese tal fuerza, su trayectoria sería rectilínea.

ESTUDIOS JCONCHA. FUNDADO EN 2003. ESO, BACHILLERATO Y UNIVERSIDAD FISICA QUIMICA 1º BACHILLERATO EJERCICIOS ESTRUCTURA ATOMICA PROFESORES RAMIRO FROILAN Y JAVIER CONCHA

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Partículas atómicas

A07 Da la composición nuclear del C146 .

Solución A = 6 posee 6 protones. A = 14 posee 8 neutrones.

A08 Indica toda la información contenida en NO, C, 147

168

126 .

Solución

C126

Número Protones = 6 Número Neutrones = 6 Número Electrones = 6

O168


N147


A09 Completa la siguiente tabla:

Especie química

Número atómico

Número de protones

Número de electrones

Número de neutrones

Número másico

Ca 20 20

O2- 10 17

Co 27 59

N 7 14

K+ 19 20

Solución

Especie química

Número atómico

Número de protones

Número de electrones

Número de neutrones

Número másico

Ca 20 20 20 20 40

O2- 8 8 10 7 17

Co 27 27 27 27 59

N 7 7 7 7 14

K+ 19 19 20 20 39

Números cuánticos y configuraciones electrónicas

A10 Indica si son posibles los siguientes conjuntos de números cuánticos y, si no lo son, haz las correcciones necesarias para que sean posibles (n, l, m, s):

a) (3, 0, 0, +1/2) b) (4, 2, 2, +1/2) c) (2, 1, 1, −1/2) d) (7, 2, 3, −1/2) e) (0, 1, 0, +1/2) f) (3, 0, 0, −1/2)

Solución

(3, 0, 0, +1/2): es posible pues n puede ser 1, 2, 3, … y n = 3; 0 l n–1 y l = 0; – l m l y m = 0; s = 1/2 y s = 1/2.

(4, 2, 2, 1/2): es posible pues n puede ser 1, 2, 3, … y n = 4; 0 l n–1 y l = 2; – l m l y m = 2; s = 1/2 y s = 1/2.

(2, 1, 1, −1/2): es posible pues n puede ser 1, 2, 3, … y n = 2; 0 l n–1 y l = 1; – l m l y m = 1; s = 1/2 y s = –1/2.

(7, 2, 3, −1/2): no es posible, ya que si l = 2, m solo puede adoptar los valores: 2, 1, 0, −1, −2.

(0, 1, 0, 1/2): no es posible ya que el número cuántico n no puede valer 0.

(3, 0, 0, −1/2): es posible pues n puede ser 1, 2, 3, … y n = 3; 0 l n–1 y l = 0; – l m l y m = 0; s = 1/2 y s = – 1/2.

A11 Indica si son posibles los siguientes conjuntos de números cuánticos y, si no lo son, haz las correcciones necesarias para que sean posibles: a) (2, 1, 0, +1/2) b) (3, 3, 0, −1/2) c) (4, 0, 0, −1/2) d) (6, 4, 5, −1/2) e) (1, 1, 0, +1/2) f) (5, 2, 2, +1/2)

Solución

Los conjuntos de números cuánticos representan los valores (n, l, m y s). El valor de cada número cuántico depende del

anterior, tal y como se explica en la teoría. El cuarto número cuántico sólo puede adoptar los valores +1/2 y −1/2. a) (2, 1, 0, +1/2): sí es posible porque todos los números están permitidos.

b) (3, 3, 0, −1/2): no es posible. Si el número cuántico n = 3, l solo puede adoptar los valores 0, 1 o 2. En este conjunto se

indica que l = 3.

c) (4, 0, 0, −1/2): sí es posible. Todos los números están permitidos.

d) (6, 4, 5, −1/2): no es posible. Si el número cuántico l = 4, m solo puede adoptar los valores entre –l (−4) y + l (+4). En este

conjunto se indica que m = 5.e) (1, 1, 0, 1/2): no es posible. Si el número cuántico n = 1, l solo puede adoptar el valor 0. En este conjunto se indica que l =

1.f) (5, 2, 2, 1/2): sí es posible pues todos los números están permitidos.





A12 Identifica el tipo de orbital en el que se encuentra cada uno de los electrones definidos por los números cuánticos del ejercicio anterior.

Solución

El primer número cuántico (n) indica el nivel de energía y el segundo (l), el tipo de orbital. Dado que:

Valor de l 0 1 2 3

Tipo de orbital s p d f

a) (2, 1, 0, +1/2): el electrón está en un orbital tipo p.c) (4, 0, 0, −1/2): el electrón está en un orbital tipo s.f) (5, 2, 2, 1/2): el electrón está en un orbital tipo d.

A13 Determina la distribución electrónica de Li, Na y K. A la vista de sus configuraciones electrónicas, ¿en qué reside la semejanza de los elementos del primer grupo del sistema periódico.

Solución Li (Z = 3): 1s2 2s1 Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Todos tienen un único electrón tipo s en su orbital más externo

A14 ¿En qué residirá la semejanza de los elementos del segundo grupo? Verifícalo estableciendo las estructuras electrónicas de Be, Mg y Ca.

Solución Be (Z = 4): 1s2 2s2 Mg (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2 Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Todos tienen dos electrones tipo s en su orbital más externo

A15 En la tabla siguiente se indica el número de electrones que tienen en el penúltimo nivel (n-1) y en el último nivel (n) los halógenos, los gases nobles y los metales alcalinos. ¿Qué justificación hay para que los elementos de cada grupo tengan parecidas propiedades químicas? ¿Qué diferencias existen entre las estructuras electrónicas de los halógenos y de los alcalinos con respecto a las de los gases nobles? ¿Cómo podría adquirir un átomo de metal alcalino la configuración electrónica externa típica de un gas noble? ¿Cómo podría adquirir un átomo de halógeno la configuración electrónica externa típica de un gas noble?

HALÓGENOS GASES NOBLES ALCALINOS

elemento n − 1 n elemento n − 1 n elemento n − 1 n

-- -- -- He -- 2 Li 2 1

F 2 7 Ne 2 8 Na 8 1

Cl 8 7 Ar 8 8 K 8 1

Br 18 7 Kr 18 8 Rb 8 1

I 18 7 Xe 18 8 Cs 8 1

Al 32 7 Ra 32 8 Fr 8 1

Solución

Todos los átomos de los elementos que pertenecen a una misma familia tienen el mismo número de electrones en su último nivel. Los halógenos poseen un electrón menos que los gases nobles y los alcalinos un electrón más. Por lo tanto para adquirir la configuración de gas noble, los alcalinos deben perder un electrón, y los halógenos ganar un electrón

A16 Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos: a) Ca; b) Sn; c) Cs; d) N; e) I; f) Ba; g) Al; h) Xe

Solución

a) Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

b) Sn (Z = 50): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2

c) Cs (Z = 55): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1

d) N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3

e) I (Z = 53): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5

f) Ba (Z = 56): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2

g) Al (Z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

h) Xe (Z = 54): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

A17 ¿Cuántos electrones, protones y neutrones tiene un átomo de cada uno de los siguientes elementos: a) F; b) Fe; c) Br; d) Mg; e) Si; f) O. ¿Cuántos electrones constituyen la capa más externa de cada uno de ellos? ¿Cómo podría adquirir cada uno de ellos laconfiguración más externa típica de un gas noble?

Solución

Para determinar el número de neutrones es preciso conocer el número másico. Sólo podemos especificar el número de protones y electrones, que coinciden en para cada elemento y viene dado por Z. Luego:





configuración Capa externa Config. gas noble

F (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 7 electrones ganando 1 e–

Fe (Z = 26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 2 electrones perdiendo 2

Br (Z = 35) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 7 electrones ganando 1 e–

Mg (Z = 12) 1s2 2s2 2p6 3s2 2 electrones perdiendo 2 e–

Si (Z = 14) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 4 electrones ganando/perdiendo 4 e–

O (Z = 8) 1s2 2s2 2p4 6 electrones ganando 2 e–

A18 Explica cuántos electrones puede haber en todos los orbitales del nivel n = 3.

Solución

Dado que un orbital esta caracterizado por la terna (n, l,m), las combinaciones permitidas de (n, l,m) con n = 3 son:

n l m Orbitales (n, l ,m) Nº orbitales

3

0 0 (3,0,0) 1

1 −1, 0, +1 (3,1,1); (3,1,0); (3,1,−1) 3

2 −2, −1, 0, +1, +2 (3,2,2); (3,2,1); (3,2,0) (3,1,−1); (3,1,−2) 5

Nº total de orbitales 9

Y dado que en cada orbital puede haber hasta 2 electrones (n, l ,m, s = ±1/2), en el nivel n = 3 puede haber 18 electrones.

A19 ¿Qué quiere decir que un átomo se encuentra en un estado excitado?

Solución

Que hay estados de la configuración fundamental no ocupados, y electrones en estados de energía superior a los de la configuración fundamental.

A20 Estudia si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, prohibido o excitado: a) 1s2 2s2 2p6 4s1 b) 1s2 2s2 2p5 c) 1s2 2s2 2p7 3s2 d) 1s2 2s1 2p6 3s1

Solución

a) Corresponde a un átomo en estado excitado, ya que el electrón que se encuentra en el orbital 4s no está en el orbital demenor energía posible (sería el 3s).b) Corresponde a un átomo en estado fundamental. Todos los electrones se encuentran en el orbital de menor energía posibley en cada orbital hay, como máximo, 2 electrones (consecuencia del principio de exclusión).c) Corresponde a un átomo en estado prohibido. Es imposible que haya 7 electrones en los tres orbitales 2p. Si así fuese, enuno de los orbitales habría 3 electrones, lo que indicaría que dos de ellos tendrían los 4 números cuánticos iguales. Esto va encontra del principio de exclusión.d) Corresponde a un átomo en estado excitado. Uno de los electrones que deberían estar en el orbital 2s ha pasado al orbital3s, de mayor energía.

A21 Estudia si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, prohibido o excitado: a) 1s2 2s2 2p5 4s2 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 2p3 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d14 4p6

Solución

a) 1s2 2s2 2p5 4s2: corresponde a un átomo en estado excitado ya que los dos últimos electrones no se encuentran en el nivelde menor energía posible, el cual sería: 1s2 2s2 2p6 3s1.b) 1s2 2s2 2p6 3s2 2p3: corresponde a un átomo en estado fundamental. Suponemos que los electrones que están en los tresorbitales 3p están desapareados.c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d14 4p6: corresponde a un átomo en estado prohibido, ya que en los cinco orbitales 3d solo entranhasta 10 electrones, y no 14 como aquí se indica.

A22 Escribe la configuración electrónica de la plata y anota los conjuntos de números cuánticos que definen sus electrones del último nivel.

Solución

Localizamos el número atómico del elemento y seguimos las reglas que se especifican en la página 90: Ag (Z = 47): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9

Los electrones del último nivel se encuentran en el orbital 5s. Sus números cuánticos son: (5, 0, 0 +1/2), (5, 0, 0, −1/2)

A23 Escribe la configuración electrónica del germanio e indica los números cuánticos que definen sus electrones del último nivel.

Solución





Ge (Z = 32): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2

El último nivel del Ge es el 4. En él tiene 2 electrones en el orbital 4s y los otros 2, en orbitales 4p (uno en cada uno y desapareados). Los conjuntos de números cuánticos que definen estos electrones son:

(4, 0, 0 +1/2); (4, 0, 0 −1/2); (4, 1, 1 +1/2); (4, 1, 0 +1/2) Nota: los dos últimos electrones deben tener el mismo espín (podría ser −1/2) y deben estar en distintos orbitales p (el número cuántico magnético debe ser distinto).

A24 Observando su colocación en la tabla periódica, especifica la configuración del nivel de valencia de: a) Ar b) Ga c) Sn d) Ba e) Fe f) Br

Solución

Ar Ga Sn Ba Fe Br

Grupo 18 13 14 2 8 17

Período 3 4 5 6 4 4

Config nivel de valencia 3s2 3p6 4s2 4p1 5s2 5p2 6s2 4s2 3d6 4s2 4p5

A25 Explica si en un átomo pueden existir los niveles de energía: a) 2d b) 7s c) 3p d) 3f e) 1p f) 5f g) 5d h) 4d

Solución

a) Los orbitales d implican que l = 2. El valor máximo que puede admitir el número cuántico l es (n − 1). Si n = 2, l solo puede

adoptar los valores 0 y 1; en consecuencia, no pueden existir orbitales d en el nivel 2.b) Los orbitales s implican que l = 0. En todos los niveles de energía existen orbitales s; por tanto, el orbital 7s sí existe.

c) Los orbitales p implican que l = 1. Existen orbitales p a partir del segundo nivel de energía, ya que si n = 2, l puede adoptar

los valores 0 y 1. El orbital 3p sí que existe.d) Los orbitales f implican que l = 3. En el nivel n = 3, l solo puede adoptar los valores 0, 1 y 2; por tanto, no puede existir el

orbital 3f.

e) El orbital 1p no existe. Si n = 1, l solo puede adoptar el valor 0, que es compatible con los orbitales de tipo s.

f) Los orbitales f implican que l = 3. En el nivel n = 5, l puede adoptar los valores 0, 1, 2, 3 y 4; por tanto, sí puede existir el

orbital 5f.

g) Los orbitales d implican que l = 2. El valor máximo que puede admitir el número cuántico l es (n − 1). Si n = 5, l puede

adoptar los valores 0, 1, 2, 3 y 4; en consecuencia, sí pueden existir orbitales d en el nivel 5.h) Como se justificó en el apartado g), sí pueden existir orbitales d.

A26 Explica la diferencia entre órbita y orbital.

Solución

Orbita es un concepto del modelo atómico de Bohr. Se refiere a la trayectoria que describe el electrón (partícula) en su movimiento alrededor del núcleo. Orbital es un concepto del modelo mecanocuántico del átomo. Se puede interpretar como la región del espacio en la que hay una probabilidad superior al 90 % de encontrar a un electrón (onda).

A27 ¿Qué números cuánticos puedes aplicar, sin ninguna duda, a los siguientes orbitales? a) 3d b) 7f c) 4s d) 2p

Solución

Un orbital está definido por tres números cuánticos: (n, l, m). Dado que n y l están fijados, y m puede variar: − l m l será:

a) 3d : n = 3 y l = 2. m puede tener los valores: −2, −1, 0, 1, 2.

b) 7f : n = 7 y l = 3. m puede tener los valores: −3, −2, −1, 0, 1, 2, 3.

c) 4s : n = 4, l = 0, m = 0.

d) 2p : n = 2 y l = 1. m puede tener los 3 valores: −1, 0, 1..

A28 ¿Qué significa que no podemos tener una probabilidad del 100 % de que el electrón esté en un determinado punto del átomo?

Solución

Que no sabemos con certeza donde se encuentra un electrón. Hay una incertidumbre en la determinación de la posición del electrón pues toda la información sobre un electrón está contenida en el orbital, y este solo permite conocer la probabilidad de que el electrón se encuentre en una cierta región del espacio. Además, ni siquiera tiene sentido hablar de la posición del electrón, pues el electrón no es una partícula.

A29 Explica si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles: a) 1s2 2s2 2p6 b) 1s2 3p2 c) 1s2 2s2 2p6 3s3 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p10

Solución

2s 1s 2p 3s 3p 4s 3d 4p





a) Es posible. Todos los orbitales son posibles (1s, 2s, 2p), están ordenados correctamente según energías crecientes, y serespeta el principio de exclusión de Pauli. Representa, en concreto, una configuración electrónica en su estado fundamental.

b) Es posible. Todos los orbitales son posibles, están ordenados correctamente según energías crecientes, aunque se trata deuna configuración electrónica excitada, y se respeta el principio de exclusión de Pauli.

c) No es posible. 3s3 representaría un único orbital tipo s con tres electrones, y por lo tanto no se respetaría el principio deexclusión de Pauli, principio que establece, como máximos, dos estados electrónicos en cada orbital.

d) No es posible. 3p10 representaría que en la configuración electrónica existen diez electrones en tres orbitales tipo p, y por lotanto no se cumpliría tampoco el principio de exclusión de Pauli.

A30 Representar las estructuras electrónicas en el esquema de celdas para: P, Fe, S, Cr, Cu, Ti, Mn, Mg2+ , I− , O2− , N3−.

Solución

P (Z = 15) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3

Fe (Z = 26) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6

S (Z = 16) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4

Cr (Z = 24) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4

Cu (Z = 29) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d9

Ti (Z = 22) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2

Mn (Z = 25) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d5

Mg2+ (Z = 12) 1s2, 2s2, 2p6

I− (Z = 53) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10 4p6, 5s2, 4d10, 5p6

O2− (Z = 8) 1s2, 2s2, 2p6

N3− (Z = 7) 1s2, 2s2, 2p6

A31 Señalar qué es incorrecto en los siguientes esquemas de celdas para un átomo en estado fundamental

a) b)

c) d)

Solución

a) En el orbital 1s no se cumple el principio de exclusión de Pauli. Los dos electrones tienen el mismo spin, y por lo tanto loscuatro números cuánticos iguales.b) No se cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund en el subnivel 2p. Dos electrones llenan un orbital, mientrasexisten dos orbitales totalmente desocupados.c) No es una configuración fundamental (mínima energía), pues existe un orbital 1s parcialmente desocupado.d) El orbital 2s no cumple el principio de exclusión de Pauli.

Tabla periódica. Propiedades Periódicas

A32 Completa con los símbolos de los elementos la siguiente tabla periódica.

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Ac





Solución

H He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rd

Fr Ra Ac

A33 En qué grupo y en qué periodo estarán los elementos cuya configuración del nivel de valencia es: a) 5s2 b) 4s2 3d5 c) 3s2 3p2 d) 4s2 4p6 e) 5s2 4d9 f) 4s1

Solución

Conf. nivel de valencia 5s2 4s2 3d5 3s2 3p2 4s2 4p6 5s2 4d9 4s1

Grupo 2 7 14 18 11 1

Período 5 4 3 4 5 4

A34 Observando su colocación en la tabla periódica, especifica la configuración del nivel de valencia de: a) Kr b) Cs c) Ag d) Ba e) Cu f) Pb

Solución

Kr Cs Ag Ba Cu Pb

Grupo 18 1 11 2 11 14

Período 4 6 5 6 4 6

Configuración nivel de valencia 4s2 4p6 6s1 5s2 4d9 6s2 4s2 3d9 6s2 4f14 5d10 6p2

A35 Escribe la configuración electrónica del estroncio, predice su valencia y anota la configuración electrónica del ion estroncio.

Solución

Localizamos el número atómico del elemento y escribimos la configuración electrónica de acuerdo con el diagrama de Moeller será: Sr (Z = 38): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2. Luego, el Sr adquiere configuración de gas noble perdiendo los dos electrones del nivel de valencia. Se dice entonces que su valencia iónica es +2. Sr2+ (Z = 38): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

A36 ¿Por qué aumenta el tamaño de los átomos de un grupo a medida que lo hace su número atómico, si todos tienen el mismo número de electrones en su nivel de valencia?

Solución

Porque, a medida que aumenta el número atómico, aumenta el número de capas electrónicas, y estas nuevas capas se encuentran más alejado del núcleo.

A37 ¿Por qué disminuye el tamaño de los átomos de un periodo a medida que aumenta su número atómico si todos tienen los electrones de valencia en el mismo nivel?

Solución

A medida que aumenta el número atómico a lo largo de un período, aumenta la carga nuclear, pero los electrones se sitúan en la misma capa, lo que significa a la misma distancia, y dado que el efecto de atracción núcleo-electrón es más fuerte que el efecto de repulsión electrón-electrón, los electrones se acercan al núcleo, por lo que disminuye el tamaño del átomo.

A38 Ordena según su tamaño los siguientes átomos: a) Si; b) Ca; c) F; d) O; e) Rb; f) I

Solución

Dentro de un grupo, el tamaño aumenta con el número atómico Z debido a la adición de nuevas capas de electrones (aumenta hacia abajo en el grupo). Luego, los átomos de mayor tamaño serán los de los períodos mayores. Dentro del mismo periodo, tendrán mayor tamaño los que tengan menor número atómico, ya que su carga nuclear será menor y sus electrones son atraídos con menos fuerza. (disminuye hacia la derecha en un período). Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, y desplazándonos por la tabla, podemos decir que:

R (Rb) > R (Ca) > R (Si) > R (O) > R (F) A39 Ordena según su tamaño los siguientes átomos: a) Be; b) Na; c) N; d) O





Solución

Dentro de un grupo, el tamaño aumenta con el número atómico Z debido a la adición de nuevas capas de electrones (aumenta hacia abajo en el grupo). Dentro del mismo periodo, tendrán menor tamaño los que tengan mayor número atómico, ya que su carga nuclear será mayor y atraerán con más fuerza a los electrones de valencia (disminuye hacia la derecha en un período). Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, y desplazándonos por la tabla, se puede decir que:

R (Na) > R (Be) > R (N) > R (O)

A40 Se llaman especies isoelectrónicas las que tienen el mismo número de electrones. Comprueba que las siguientes son especies isoelectrónicas y ordénalas según su tamaño: a) S2−; b) Clˉ; c) Ar; d) K+; e) Ca2+; f) P3−

Solución

S2− Clˉ Ar K+ Ca2+ P3−

Z 16 17 18 19 20 15

Número de electrones 18 18 18 18 18 18

Como todos tienen el mismo número de electrones, tendrán la misma configuración de valencia. El tamaño será menor cuanto mayor sea la carga nuclear, ya que eso hará que sea mayor la atracción del núcleo sobre los electrones de valencia. El orden para estas especies es:

R (Ca2+) < R (K+) < R (Ar) < R (Clˉ) < R (S2−) < R (P3−)

A41 Entre las siguientes parejas de especies químicas, indica razonadamente cuál será mayor:

a) K y Ca b) Cl y Br c) K+ y Ca2+ d) O2− y F−

Solución

a) K (Z=19): [Ar] 4s1

Ca (Z=20): [Ar] 4s2

R (Ca) < R (K). Ambos pertenecen al mismo período, pero el Ca tiene una mayor carga nuclear, y resulta que el efecto de atracción entre el núcleo y los electrones predomina sobre el efecto de repulsión entre los electrones, y en consecuencia tendrá un tamaño menor.

b) Cl (Z=17): [Ne] 3s2 3p5

Br (Z=35): [Ar] 4s2 3 d10 4p5 R (Cl) < R (Br), porque el Cl tiene menor número de capas de electrones.

c) K+ (Z=19): [Ar]Ca2+ (Z=20): [Ar]

R (Ca2+) < R (K+), porque ambos tienen el mismo número de electrones (18) pero el Ca2+ tiene más protones (20 frente a los 18 del K+), por lo será mayor la atracción núcleo-electrones.

d) O2− (Z=8): [He] 2s2 2 p6

F− (Z=9): [He] 2s2 2p6

R (F−) < R (O2−), porque ambos tiene el mismo número de electrones (10) pero el F− tiene más protones (9 frente a 8 del O2−), por lo que será mayor la atracción núcleo-electrones.

A42 ¿Por qué aumenta la energía de ionización de los átomos de un periodo a medida que aumenta su número atómico si todos tienen los electrones de valencia en el mismo nivel?

Solución

Todos los átomos de un mismo periodo poseen sus electrones en el mismo nivel de valencia (misma capa). A medida que aumenta el número atómico, predomina el efecto de atracción de la carga nuclear sobre el de la repulsión interelectrónica, por lo que aumenta la atracción que se ejercen sobre esos electrones de valencia. Cuanto mayor es esa atracción, más difícil es arrancar los electrones de valencia y mayor es la energía de ionización.

A43 ¿Por qué disminuye la energía de ionización de los átomos de un grupo a medida que aumenta su número atómico?

Solución

A medida que aumenta el número atómico, los átomos de los elementos de un mismo grupo tienen sus electrones de valencia en niveles más alejados del núcleo. Esto hace que disminuya la atracción que ejerce sobre ellos y que sea más fácil arrancarlos, lo que supone una menor energía de ionización.

A44 Ordena los siguientes elementos en orden creciente de su energía de ionización: Cs, Be, Na y N

Solución

Los elementos de menor energía de ionización son aquellos a los que resulta más fácil arrancar los electrones de valencia. Dentro de un grupo, esto sucede cuanto mayor es el número atómico, (más abajo) ya que esos electrones están cada vez más alejados del núcleo. Dentro de un periodo, sucede cuanto menor es el número atómico (más a la izquierda), porque entonces el núcleo ejercerá menor atracción sobre los electrones de valencia. Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, y desplazándonos por ella, podemos afirmar que:

E.I. (Cs) < E.I. (Na) < E.I. (Be) < E.I (N)

A45 Ordena los siguientes elementos en orden creciente de su primera energía de ionización: Si, Ca, F, O, Rb, Sr





Solución

Los elementos de menor energía de ionización son aquellos a los que resulta más fácil arrancar los electrones de valencia. Dentro de un grupo, esto sucede cuanto mayor es el número atómico, (más abajo) ya que esos electrones están cada vez más alejados del núcleo. Dentro de un periodo, sucede cuanto menor es el número atómico, (más a la izquierda) porque entonces el núcleo ejercerá menor atracción sobre los electrones de valencia. Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, y desplazándonos por ella, podemos afirmar que:

E.I. (Rb) < E.I. (Sr) < E.I. (Ca) < E.I. (Si) < E.I. (O) < E.I. (F)

A46 Explica por qué los gases nobles tienen energía de ionización anormalmente alta.

Solución

Los gases nobles tienen una configuración electrónica de capa cerrada que es muy estable. Perder un electrón significaría perder esta estabilidad, y por eso tienen una energía de ionización anormalmente alta.

A47 Ordena los siguientes elementos en orden creciente de su afinidad electrónica: Cl, Si, P, Al

Solución

Los elementos de mayor afinidad electrónica son los que desprenden más energía cuando captan un electrón. Sabemos que estos son los elementos que se aproximan más a la configuración de gas noble, por lo que en un período, cuanto mayor sea el número atómico (más a la derecha), mayor será su afinidad electrónica. Dentro de un grupo, cuanto menor sea su número atómico (más arriba) mayor será su afinidad, porque el electrón será atraído más fuertemente. Luego, teniendo en cuenta sus posiciones en la tabla periódica, todos pertenecen al 3º período, se concluye que:

A.E. (Al) < A.E. (Si) < A.E. (P) < A.E. (Cl)

A48 Relaciona las siguientes frases con el modelo o los modelos atómicos a que corresponden:

• 01 - Masa de carga positiva.

• 02 - Electrón con movimiento ondulatorio.

• 03 - Explica el espectro del átomo de hidrógeno

• 04 - Número cuántico n.

• 05 - Electrones en orbitales.

• 06 - Partícula indivisible.

• 07 - Número cuántico m.

• 08 - Explica todos los espectros atómicos.

• 09 - Cuantización de la energía.

• 10 - Electrones girando en torno a un núcleo.

• 11 - Nivel de energía.

• 12 - Electrones describiendo órbitas.

• 13 - Probabilidad de encontrar al electrón.

(a) • Modelo de Dalton

(b) • Modelo de Thomson

(c) • Modelo de Rutherford

(d) • Modelo de Bohr

(e) • Modelo mecanocuántico

Solución

(01,b); (02,e); (03,d); (04,d); (05, e); (06,1); (07, e); (08,5); (09,d); (10,3); (11,d); (12,d); (13,e)

A49 Completa el cuadro siguiente para cada uno de los modelos atómicos estudiados en este tema:

Modelo Esquema Hechos que explica Hechos que no explica

Dalton

Thomson

Rutherford

Bohr

Srödinger

Solución

Modelo Esquema Hechos que explica Hechos que no explica





Dalton • Las leyes ponderales• Electrización de la materia. • Fenómenos en tubos de descarga.

Thomson • Electrización de la materia. • Fenómenos en tubos de descarga.

• Experiencia de la lámina de oro.

Rutherford • Experiencia de la lámina de oro. • Que los electrones no acaben cayendo sobre el núcleo• Los espectros atómicos

Bohr

• Que los electrones no acabencayendo sobre el núcleo. • Espectro del átomo de H.• Complementariedad del espectro deabsorción y de emisión.• El espectro es característico de cadaelemento.

• Espectro de los átomos polielectrónicos.• La configuración electrónica de los átomos.

Schrödinger

• El espectro de los átomos polielectrónicos.• Los cuatro números cuánticos.• La configuraciónelectrónica de los átomos.

A50 Se ha excitado una muestra de hidrógeno de forma que en todos los átomos el electrón ha pasado hasta el nivel de n = 4. Estudia, ayudándote de un esquema, cuántas rayas tendrá su espectro de emisión.

Solución

En el espectro de emisión se podrían detectar 6 rayas, correspondientes a los 6 saltos indicados

A51 Señale justificadamente cuáles de las siguientes proposiciones son correctas y cuáles no: a) El número atómico de los iones K+ es igual al del gas noble Ar.b) Los iones K+ y los átomos del gas noble Ar son isótopos.c) El radio de los iones K+ es igual que el de los átomos de Ar.d) Las configuraciones electrónicas de K+ y Ar son iguales. Datos: Números atómicos: Ar = 18; K = 19.

Solución

a) Falso. El número atómico caracteriza al elemento, y es distinto para el potasio (Z = 19) y para el argón (Z = 18).

b) Falso. Sólo pueden ser isótopos átomos del mismo elemento, pero no es aplicable a átomos distintos como K y Ar.

c) El radio del ion K+ es menor que el radio del Ar, pues se trata de especies isoelectrónicas (tienen igual número deelectrones), pero dado que el número de protones del potasio es mayor, la fuerza de atracción sobre los electrones (losmismos en ambos casos) es mayor, y estarán más próximos al núcleo que en el caso del Ar.

d) Cierto. Dado que se trata de especies isoelectrónicas, la configuración en ambos casos será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

A52 Dados tres elementos químicos de números atómicos 19, 35 y 36, indique razonadamente: a) La configuración electrónica y el grupo del Sistema Periódico al cual pertenece cada elemento.b) El orden creciente de las energías de ionización de los elementos anteriores. c) Los números cuánticos para el último electrón del elemento de número atómico 36.

Solución

a) (Z=19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Grupo 1: Alcalinos (K) (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, 3d10, 4p5

Grupo 17: Halógenos (Br) (Z=36): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, 3d10, 4p6

Grupo 18: Gases Nobles (Kr)

b) A la vista de sus configuraciones y que la energía de ionización aumenta cuanto más arriba y más a la derecha se

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4





encuentre el elemento en la tabla periódica, el orden es: K < Br < Kr

c) Se trata de un electrón 4p. Por lo tanto, n = 4 y l = 1. Además, hemos admitido que el “orden de llenado” del subnivel p

(tres orbitales) es:m = 1 m = 0 m = −1

41 ee

52 ee

63 ee

de forma que para el sexto electrón m = −1 y s = −1/2. En definitiva, los números cuánticos del último electrón serán: (4,1,−1,−1/2).

A53 Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1. Explique razonadamente si las siguientes frases son correctas: a) X se encuentra en su estado fundamental.b) X pertenece al grupo de los metales alcalinosc) X pertenece al período 5º del Sistema Periódicod) Si el electrón pasara desde el orbital 5s al 6s, emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea del espectro deemisión.

Solución

a) Falso. La configuración del estado fundamental sería: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. En la configuración dada, existe un electrónen un orbital 6s, mientras orbitales de menor energía permanecen desocupados. El átomo estaría excitado.b) Cierto. La configuración de valencia en el estado fundamental es 4s1, característica de los alcalinos.c) Falso. A la vista de la configuración de su estado fundamental, pertenece al 4º periodo.d) Falso. Para que un electrón pase del orbital 5s al 6s necesita absorber energía, por lo que daría lugar a una línea negra en un espectro de absorción.

A54 Para los siguientes átomos: B, Ni, Br, Sr, As a) Escriba su configuración en estado fundamental.b) Ordénelos en sentido decreciente de tamaño y de energía de ionización. Justifique la respuesta.

Solución

a) B (Z = 5): 1s2 2s2 2p1

Ni (Z = 28): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, 3d8

Br (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, 3d10, 4p5

Sr (Z = 38): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, 3d10, 4p6, 5s2 As (Z = 33): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, 3d10, 4p3

b) Sabemos que el tamaño (radio atómico) aumenta dentro de un grupo al aumentar el número atómico pues se añadennuevas capas de electrones, y dentro de un periodo, disminuye al aumentar el número atómico pues los electronesllenan la misma capa y predomina el efecto de la atracción nuclear sobre la repulsión electrónica. Ambos efectos losresumimos en que cuanto más abajo, primer factor, y más a la izquierda, segundo factor, esté situado un elemento en latabla periódica, mayor es su tamaño. Luego, será:

R (Sr) > R (Ni) > R (As) > R (Br > R (B) En cuanto a la energía de ionización, energía necesaria para arrancarle un electrón a un átomo aislado, dentro de un grupo, es mayor cuanto menor es el número atómico, y dentro de un periodo, es mayor cuanto mayor sea el número atómico, pues en ambos casos es mayor la atracción del núcleo sobre los electrones. Ambos efectos los condensamos con fines prácticos en que cuanto más arriba, primer factor, y más a la derecha, segundo factor, esté situado un elemento en la tabla periódica, mayor es su energía de ionización. Luego, será:

E.I. (B) > E.I. (Br) > E.I. (As) > E.I. (Ni) > E.I. (Sr)

A55 Indique para los elementos A, B y C cuyos números atómicos son, respectivamente, 13, 16 y 20: a) Configuración electrónica de cada uno.b) El grupo y el período del sistema periódico en que se encuentra cada elemento.c) Justifique cuál tendrá mayor energía de ionización.

Solución

a) A : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 ; B : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ; C : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

b) A : período 3, grupo 13 ; B : período 3, 16 ; C : período 4, grupo 2

c) La energía de ionización varía según se indica en el esquema adjunto. Por lo tanto, el elemento B que pertenece al periodo 3, grupo 16, será el de mayor energía de ionización (es el que está más arriba y más a la derecha). Ello es así porque respecto del elemento C, el electrón que habría que arrancar estaría más cerca del núcleo (una capa electrónica menos), y respecto de A, porque estaría sometido a una mayor carga nuclear que éste en la misma capa, pero más protones en su núcleo). En definitiva:

E.I. (B) > E.I. (A) > E.I. (C)A56 Los números atómicos de dos elementos, X e Y, son 35 y 37, respectivamente.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Aumenta





a) Escribe la configuración electrónica de ambos elementos y di de qué elementos se trata.b) Indica el ion más estable de cada elemento y su configuración electrónica.c) Razona cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

Solución

a) X (Z = 35) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Bromo Y (Z = 37) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Rubidio

b) El ión más estable será en cada caso el que posea la configuración electrónica ns2 np6 del gas noble más próximo en latabla periódica. El bromo la alcanza ganando un electrón, y el rubidio cediendo un electrón. Luego los iones más

estables serán el Br − y el Rb .

c) Tendrá mayor radio el Br −. Ambos son isoelectrónicos, pero el número atómico del rubidio es mayor, tiene másprotones, por lo que el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones de la corteza, que estarán más próximos.

A57 Para el elemento de número atómico 25: a) Obtenga su configuración electrónica y sitúelo en la tabla periódica.b) Especifique los números cuánticos de su electrón diferencial (último electrón).

Solución

a) X (Z = 25): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d5 Período 4, Grupo 7 (es un elemento de transición)

b) De acuerdo con la configuración anterior, el último subnivel de energía ocupado es el 3d, cinco orbitales disponibles ypoblado por cinco electrones. De acuerdo con los principios de máxima multiplicidad de Hund y de exclusión de Pauli, ladisposición de los electrones se puede simbolizar por el siguiente diagrama de celdas:

A la vista de ello, el electrón diferencial vendrá especificado por los números cuánticos: 3, 2, −2, 1/2.

A58 a) Escribe la configuración electrónica del germanio. b) Indica los números cuánticos que definen sus electrones del último nivel.

Solución

Ge (Z = 32): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2

El último nivel del Ge es el 4. En él tiene 2 electrones en el orbital 4s y los otros 2, en orbitales 4p (uno en cada uno y desapareados). Los conjuntos de números cuánticos que definen estos electrones son:

(4, 0, 0 +1/2); (4, 0, 0 −1/2); (4, 1, 1 +1/2); (4, 1, 0 +1/2)

Nota: los dos últimos electrones deben tener el mismo espín (podría ser −1/2) y deben estar en distintos orbitales p (el número cuántico magnético debe ser distinto).

A59 Los números atómicos de dos elementos, X e Y, son 35 y 37, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de ambos elementos y diga de qué elementos se trata.b) Indique el ion más estable de cada elemento y su configuración electrónica.c) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

Solución

a) X (Z = 35) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Bromo Y (Z = 37) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Rubidio

b) El ión más estable será en cada caso el que posea la configuración electrónica ns2 np6 del gas noble más próximo en latabla periódica. El bromo la alcanza ganando un electrón, y el rubidio cediendo un electrón. Luego los iones más

estables serán el Br − y el Rb .

c) Tendrá mayor radio el Br −. Ambos son isoelectrónicos, pero el número atómico del rubidio es mayor, tiene másprotones, por lo que el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones de la corteza, que estarán más próximos.

2s 1s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

0 +1 +2 −1 −2




2.2 – ENLACE QUÍMICO 13

ENLACE QUÍMICO

Propiedades de las sustancias y enlace

A01 Si analizamos la composición del alcohol y del éter metílico encontramos que es la misma: C = 52 %, H = 13 % y O = 35 %, por lo que su fórmula empírica es la misma en ambos casos; C2H6O. Pero sin embargo sus propiedades son diferentes. ¿Cómo podemos explicar el hecho de que dos sustancias compuestas por los mismos átomos, con la misma fórmula empírica y la misma proporción entre las masas de sus componentes tengan propiedades químicas diferentes?

Solución

Una posible explicación es que los átomos están unidos de manera diferente, lo que dará lugar a propiedades diferentes.

A02 En la tabla siguiente se han recogido las propiedades características de tres sustancias sólidas (X, Y, Z) a la temperatura y presión ordinarias. Señala cuál de ellas puede considerarse un compuesto iónico, cuál un metal y cuál un compuesto cuyas partículas están unidas por fuerzas intermoleculares.

Propiedad analizada

Sustancia sólida a temperatura y presión ambiente

X Y Z

Punto de fusión 808 ºC 80 ºC 1083 ºC

Solubilidad en agua Si Nio No

Solubilidad en benceno No No No

Conductividad eléctrica en estado sólido No No Si

Conductividad eléctrica en disolución o fundida Si No Si

Deformabilidad del sólido Frágil Frágil Si

Solución

Atendiendo a las propiedades reflejadas en la tabla anterior, podemos pensar que la sustancia X, caracterizada por tener un punto de fusión alto, ser soluble en agua, no conducir la corriente eléctrica cuando se encuentra en estado sólido pero sí hacerlo cuando se funde, etc., es una sustancia típicamente iónica. Análogamente, analizando las propiedades de Y y de Z podemos concluir que se trata de una sustancia covalente y un metal, respectivamente. De hecho, X corresponde al cloruro de sodio, Y al naftaleno y Z al cobre.

Regla del octeto

A03 Explica por qué los gases nobles son los únicos elementos de la tabla periódica que existen en la naturaleza en forma de átomos aislados.

Solución

Porque tienen la estructura electrónica más estable que puede tener un átomo. Los demás ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar una estructura electrónica similar a la de un gas noble.

A04 Indica cuántos electrones tienen que ganar o perder los átomos de los siguientes elementos para adquirir la configuración de gas noble, y cuál es ese gas noble: a) S b) Al c) Li d) Sr e) I f) Cs

Solución

Tendremos que conocer el número de electrones en su nivel de valencia. Vendrá dado por el grupo de la tabla periódica al que pertenezcan:

Elemento S Al Li Sr I Cs

Electrones de valencia 6 3 1 2 7 1

Para alcanzar configuración de gas noble debe G 2e P 3e P 1e P 2e G 1e P 1e

Se convierte en el gas noble Ar Ne He Kr Xe Xe

A05 Escribe la configuración electrónica del cloro, predice su valencia y escribe la configuración electrónica del ion cloro.

Solución Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Valencia = −1, ya que si capta un electrón alcanza la configuración del gas noble Ar: Cl ˉ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

A06 Representa los átomos de litio, cloro, magnesio, silicio y helio mediante el resto atómico rodeado de los puntos necesarios para indicar los electrones de valencia.

Solución

Li Cl Mg Si He





A07 Explica que familias del sistema periódico formarán más fácilmente iones positivos, indicando su carga respectiva. Idem para los iones negativos.

Solución

Las familias que formarán más fácilmente iones positivos son las de los alcalinos y alcalino-térreos, grupos 1 y 2 de la tabla periódica. Los primeros cuando se desprenden de un electrón adquieren carga +1 y la configuración electrónica de gas noble. Los segundos cuando se desprenden de dos electrones adquieren carga +2 y la configuración electrónica de gas noble. Las familias que formarán más fácilmente iones positivos son las de los anfígenos o calcógenos, y los halógenos, grupos 16 y 17 de la tabla periódica. Los primeros, cuando ganan dos electrones adquieren carga −2 y la configuración electrónica de gas noble. Los segundos cuando ganan un electrón adquieren carga −1 y la configuración electrónica de gas noble.

A08 Justifica la existencia de los siguientes iones: 22 O ;Mg ;F .

Solución

El Fˉ, porque cuando el átomo de flúor gana un electrón adquiere la configuración electrónica más estable del Neón. El Mg2+, porque cuando el átomo de magnesio se desprende de dos electrones adquiere también la configuración del Neón. El O2−, porque cuando el átomo de oxígeno gana dos electrones adquiere la configuración del Neón.

Enlace iónico. Propiedades

A09 Explica por qué en el compuesto cloruro de calcio no existen moléculas y justifica su fórmula utilizando estructuras de puntos y la regla del octeto.

Solución

Se trata de un compuesto iónico, pues lo forman un metal y un no metal. El calcio pierde 2 electrones dando lugar al ion Ca2+. Estos electrones son captados por sendos átomos de cloro, dando lugar a dos iones Cl¯. Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente lo que conduce a una ordenación regular y estable de iones o red cristalina, globalmente neutra

A10 Utiliza el modelo de enlace iónico para predecir las fórmulas de los compuestos formados por los siguientes pares de elementos: a) flúor y sodio, b) calcio y oxígeno, c) calcio y cloro, d) potasio y azufre.

Solución

Al flúor (columna 17 o VIIA del sistema periódico) le falta un electrón para adquirir estructura electrónica de gas noble, mientras que al sodio (columna 1 o IA) le sobra un electrón. Cabe pensar, pues, que al acercarse ambos elementos, el flúor capta un electrón que cede el sodio y se forma el compuesto NaF. Análogamente se puede razonar en el caso del calcio y del oxígeno formándose los iones Ca2+ y O2− que dan lugar al óxido de calcio CaO. El caso del calcio y del cloro es, sin embargo, diferente ya que, como cada átomo de cloro sólo gana un electrón, por cada átomo de calcio deberá haber dos átomos de cloro, de esta forma se justifica que la fórmula del cloruro de calcio sea precisamente CaCl2. Finalmente, con el potasio y el azufre ocurre el fenómeno contrario. Como cada átomo de potasio (columna 1 o IA del sistema periódico) ha de perder un solo electrón para llegar a adquirir estructura de gas noble (K+), mientras el azufre precisa dos (S2−), el compuesto será K2S (monosulfuro de dipotasio), lo que nos indica que en dicho compuesto, por cada ion sulfuro hay dos iones potasio.

A11 Deduce la fórmula de los compuestos que resulten de la combinación de los siguientes elementos: a) Cl y Ba b) Sb y Sr c) N y Al d) Rb y Te

Solución

Se trata de ver la carga que adquieren cuando se convierten en gas noble. El compuesto resultante debe ser neutro.

Elemento Cl Ba Sb Sr N Al Rb Te

Electrones de valencia 7 2 5 2 5 3 1 6

Para alcanzar configuración de gas noble debe G 1e P 2e G 3e P 2e G 3e P 3e P 1e G 2e

Se convierte en el ión Clˉ Ba2+ Sb3− Sr2+ N3− Al3+ Rb+ Te2−

Fórmula del compuesto BaCl2 Sr3Sb2 AlN Rb2Te





A12 Relaciona los siguientes valores de punto de fusión y las sustancias: Sustancias: NaF; KBr; RbI Puntos de fusión (°C): 734; 996; 642

Solución

En todos los compuestos la atracción eléctrica se produce entre iones de carga +1 y −1, pero las distancias crecen en el

orden NaF, KBr Y RbI al aumentar el tamaño de los iones implicados. Por lo tanto, la fuerza entre iones (F Qq/r2) disminuirá en el mismo orden, y paralelamente disminuirá el punto de fusión. O sea, que la asignación correcta será:

sustancia NaF KBr RbI

Energía de red (kJ/mol) 923 682 630

Punto de fusión 734 996 642

A13 ¿Por qué los sólidos iónicos no conducen la electricidad si están formados por iones?

Solución

Porque en estado sólido los iones ocupan posiciones fijas en la red cristalina, sin posibilidad de movimiento. En consecuencia, no hay posibilidad de conducción eléctrica.

A14 ¿Cómo es posible que los cristales iónicos sean duros, si son frágiles?

Solución

Por la propia estructura de la red cristalina en la que los iones positivos están alternados con los negativos, de forma que las atracciones sean máximas y las repulsiones, mínimas. La dureza es la resistencia al rayado. Los cristales iónicos son duros porque para rayarlos hay que romper la red cristalina, lo que requiere una fuerza importante. Son frágiles porque al darles un golpe y desplazar un plano de la red sobre otro la distancia del tamaño de un ión, quedarán enfrentados iones del mismo signo. Las repulsiones interelectrónicas harán entonces que se rompa el cristal.

A15 Explica por qué los compuestos iónicos son aislantes de la electricidad en estado sólido y son conductores cuando están fundidos. ¿Hay alguna otra situación en la que también sean conductores?

Solución

Los compuestos iónicos están formados por especies cargadas. Podrán ser conductores de la electricidad cuando estas especies se puedan mover bajo la acción de un campo eléctrico. Esto no es posible cuando el compuesto iónico está en estado sólido, porque entonces los iones ocupan posiciones muy determinadas en la red cristalina, pero sí puede suceder cuando el compuesto está fundido o disuelto.

A16 ¿A qué puede deberse que la temperatura de fusión del cloruro de sodio (801 ºC) sea sensiblemente mayor que la del cloruro de cesio (645 ºC) si el anión es el mismo en ambas sustancias (Cl ¯ ) y las cargas de los iones son iguales?

Solución

A que al ser mayor el tamaño del átomo de cesio, es mayor la distancia entre los iones cloro-cesio que entre cloro-sodio, por lo que la fuerza de atracción eléctrica será menor entre los primeros

A17 ¿A qué puede deberse que el óxido de magnesio (MgO) funda a 2800 ºC mientras que el óxido de bario (BaO) lo hace a 1920 ºC?

Solución

En ambos casos las cargas implicadas son las mismas, pero en el MgO la distancia interiónica es menor, por lo que la fuerza atractiva es mayor.

A18 La distancia entre los iones Na+ y Cl ¯ en el cloruro de sodio es aproximadamente igual que la distancia entre los iones Ba+ y O2− en el óxido de bario. ¿A qué puede deberse entonces que el punto de fusión del óxido de bario sea sensiblemente mayor que el del cloruro de sodio?

Solución

A que las cargas opuestas implicadas son mayores y por lo tanto las fuerzas atractivas entre iones son mayores.





Enlace Covalente. Propiedades

A19 Utiliza el modelo de enlace covalente para justificar la existencia de la molécula de yodo, I2.

Solución

El yodo es un elemento situado en la columna 17 del sistema periódico. Le falta, por tanto, un electrón para completar su octeto y adquirir así estructura electrónica estable de gas noble. Cuando dos átomos de yodo se acercan lo suficiente, cabe pensar que pueden compartir un electrón y formar así un enlace covalente entre ambos, dando lugar a la molécula de yodo. El proceso puede esquematizarse así:

A20 Justifica de forma elemental la existencia de la molécula de amoniaco (NH3).

Solución

El nitrógeno es un elemento que se encuentra en la columna 15 del sistema periódico. Por tanto, tiene 5 electrones de valencia y le faltan tres para completar el octeto, mientras que el hidrógeno posee un único electrón y le falta otro para así adquirir la estructura electrónica estable del gas noble helio. Cabe, pues, suponer la formación de tres enlaces covalentes simples entre el átomo de nitrógeno N y tres átomos de hidrógeno H. El par de electrones que constituye el enlace covalente se suele representar, como sabemos, mediante una raya.

A21 Representa mediante diagramas (estructuras) de Lewis: a) Los átomos de potasio, magnesio, flúor, hidrógeno y neón.b) Las moléculas de flúor, metano y sulfuro de hidrógeno.

Solución

a)

b)

A22 Escribe la representación de Lewis de las siguientes moléculas y determina si alguna de ellas incumple la regla del octeto: a) NO b) SF4 c) NH3 d) CHCl3

Solución

a) b) c) d)

Las moléculas NO y SF4 incumplen la regla del octeto.

A23 Escribe la representación de Lewis de las siguientes moléculas y determina si alguna de ellas incumple la regla del octeto: a) H2O2 b) CH4 c) CO d) CO2 e) PCl5 f) PCl3 g) SCl2 h) Cl2

Solución

a) b) c)

d)

e) f) g) f)

Las moléculas CO, PCl5, SnCl2 incumplen la regla del octeto

A24 Escribe los diagramas de Lewis y predice las fórmulas de la molécula que formarían a) Silicio e hidrógeno. b) Azufre y oxígeno.

Cl Cl Sn Cl Cl P Cl Cl

Cl P Cl Cl

Cl

Cl Cl

O O C O C H H

H

H

C O O H H

H Cl

Cl

Cl

C H Cl

Cl

Cl

C HN

HN

HN

N HN

HN

HN

N

F

F

S F F O N O N

S H H C H H

H

H

F F

Ne H F Mg K

N H H

H

I I I I o bien I I





Solución

a) El silicio pertenece al grupo 14 de la tabla periódica. Por lo tanto tiene 4 electrones en su última capa. El hidrógeno es biensabido que sólo tiene 1 electrón. Ambos son no metales y formarán un enlace mediante el mecanismo de compartir electrones(enlace covalente) para alcanzar la configuración electrónica de gas noble (regla del octeto), aunque el hidrógeno es unaexcepción, y alcanza la estabilidad con sólo 2 electrones, la configuración del helio. La configuración de gas noble laconsiguen si un átomo de silicio se une a cuatro átomos de hidrógeno compartiendo un par de electrones en cada enlace dela forma.

Luego, la fórmula de la molécula que forman el silicio y el hidrógeno será SiH4.

b) El azufre pertenece al grupo 16 de la tabla periódica. Por lo tanto tiene 6 electrones en su última capa. El oxígeno tambiénpertenece al grupo 16 y también tiene 6 electrones en su última capa. Ambos son no metales y formarán un enlace medianteel mecanismo de compartir electrones (enlace covalente) para alcanzar la configuración electrónica de gas noble (regla delocteto). Ello se consigue si se unen un átomo de azufre y un átomo de oxígeno compartiendo dos pares de electrones de laforma:

Luego, la fórmula de la molécula que forman el azufre y el oxígeno será SO.

A25 Escribe los diagramas de Lewis y predice las fórmulas de la molécula que formarían: a) Carbono y azufre.b) Fósforo e hidrógeno.

Solución

a) El carbono pertenece al grupo 14 de la tabla periódica. Por lo tanto tiene 4 electrones en su última capa. El azufrepertenece al grupo 16 de la tabla periódica. Por lo tanto tiene 6 electrones en su última capa. Ambos son no metales yformarán un enlace mediante el mecanismo de compartir electrones (enlace covalente) para alcanzar la configuraciónelectrónica de gas noble (8 electrones en su última capa, regla del octeto). Ello se consigue si un átomo de carbono se une ados átomos de azufre compartiendo dos pares de electrones en cada enlace de la forma.

Luego, la fórmula de la molécula que forman el carbono y el azufre será CS2.

b) El fósforo pertenece al grupo 15 de la tabla periódica. Por lo tanto tiene 5 electrones en su última capa. El hidrógeno esbien sabido que sólo tiene 1 electrón. Ambos son no metales y formarán un enlace mediante el mecanismo de compartirelectrones (enlace covalente) para alcanzar la configuración electrónica de gas noble (regla del octeto), aunque el hidrógenoes una excepción, y alcanza la estabilidad con sólo 2 electrones, la configuración del helio. La estabilidad para cada átomo seconsigue si el átomo de fósforo se une a tres de fósforo compartiendo un par de electrones en cada enlace P−H de la forma.

Luego, la fórmula de la molécula que forman el fósforo y el hidrógeno será PH3.

A26 Explica la formación de la molécula de nitrógeno, N2.

Solución

El nitrógeno es un elemento situado en la columna 15 del sistema periódico. Por tanto tiene 5 electrones de valencia y le faltan tres para completar su octeto y adquirir así estructura electrónica estable de gas noble. La formación de la molécula de nitrógeno N2 se puede explicar por la compartición de tres electrones de valencia aportados por cada uno de los átomos, formándose así un enlace covalente triple, como se muestra en el siguiente esquema:

A27 El BF3 y el NF3 son compuestos de fórmula muy parecida. Sin embargo, uno cumple la regla del octeto y el otro no. Explícalo.

Solución

La justificación está en la estructura de Lewis de estas sustancias:

A28 El BF3 reacciona con el NF3 formando un sólido blanco. Explica esta reacción como el resultado de la formación de un enlace covalente dativo. Identifica la especie dadora y la especie aceptora.

F

F B

F

F

F B

F

F

F N

F

F

F N

F

N N o bienN N N N

H

P H H

C S S

O S

H

H

H Si H





Solución

A29 Los átomos de C se unen entre sí formando enlaces covalentes sencillos, dobles y triples. Escribe la representación de Lewis de los compuestos más simples en los que se da esta circunstancia:

a) Etano (C2H6) b) Eteno (C2H4) c) Etino (C2H2).Solución

a) etano b) eteno c) etino

A30 Explica por qué la mayoría de las sustancias covalentes que existen en la naturaleza son aislantes eléctricos.

Solución

En la mayoría de las sustancias covalentes los electrones están localizados, bien en un átomo, bien en un enlace. No hay movilidad de electrones; en consecuencia, no hay conducción eléctrica.

A31 El diamante y el grafito están formados exclusivamente por átomos de carbono. Explica por qué el diamante es un material muy duro y aislante eléctrico y el grafito se separa en láminas y es un material conductor de la electricidad.

Solución

En el diamante, todos los electrones están comprometidos en enlaces covalentes localizados, formando una red cristalina. Por eso es un material aislante, porque no hay posibilidad de movimiento en los electrones; y muy duro, porque para rayarlo hay que romper enlaces covalentes entre átomos de C. En el grafito, cada átomo de C forma tres enlaces covalentes con otros tres átomos de C y le queda 1 electrón que puede formar parte de una nube electrónica que se extiende por todo el cristal. Estos electrones se pueden mover bajo la acción de un campo eléctrico. Por eso el grafito es un material conductor. El grafito se puede separar en láminas porque solo están unidos mediante enlaces covalentes los átomos de C de cada plano; los de un plano y el siguiente están unidos por medio de la nube electrónica, que da lugar a un enlace mucho más débil.

Polaridad y Fuerzas intermoleculares

A32 Representar mediante un diagrama de Lewis la molécula de dióxido de carbono e indica su geometría, sabiendo que el momento dipolar de la misma es nulo.

Solución

El carbono: 1s2 2s2 2p2, tiene 4 electrones de valencia. El oxígeno: 1s2 2s2 2p4, posee 6 electrones de valencia. Ambos pueden alcanzar la configuración de gas noble si el carbono comparte con cada oxígeno 4 pares de electrones y forman sendos enlaces dobles, de acuerdo con el diagrama de Lewis siguiente:

Si la molécula no posee momento dipolar, la geometría sólo puede ser lineal, pues es la única disposición geométrica que puede dar un momento dipolar resultante nulo.

A33 El hidruro de berilio, BeH2, no posee momento dipolar. ¿Cuál es su geometría?

Solución

La molécula BeH2 posee tres átomos y dos enlaces Be−H. El enlace Be−H es polar pues se trata de un enlace entre dos átomos distintos. Entonces, la única explicación para que la molécula no presente momento dipolar es que se compensen los momentos dipolares de sus dos enlaces, lo que exige a su vez que la molécula sea lineal.

ˉ+

H H

ˉ

Be

ˉ+

O O

ˉ

C

O O C

H H C C H H C C

H

H

H

H

C C

H

H

H

H

C C

H

H

H

H

C C H H

H

H

H

H

C C H H

H N

H

H

+ B

F

F

F H N

H

H

B

F

F

F





A34 La molécula de BeCl2 es apolar, mientras que la molécula de Cl2O es polar. ¿Qué puedes decir de la geometría de sus enlaces?

Solución

Como los enlaces son polares en ambos casos, BeCl2 es una molécula lineal, mientras que la molécula Cl2O es angular.

A35 Una molécula que solo tiene enlaces apolares es apolar. ¿Se puede decir que una molécula que solo tiene enlaces polares es polar?

Solución

No. Una molécula con enlaces polares puede ser apolar si la suma vectorial de los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces es cero; esto puede suceder si la geometría de la molécula es apropiada.

A36 Di en cuáles de las siguientes sustancias pueden existir enlaces de hidrógeno. a) H2O2 b) SH2 c) CH3−CH2OH d) CH3−O−CH3 e) CH3−COH f) CH3−COOH g) NH3

Solución

Forman enlace de H aquellas moléculas en las que existe un enlace −O−H o −N−H Forman enlace de H: a) H2O2, c) CH3−CH2OH, f) CH3−COOH, g) NH3. No forman enlace de H: b) SH2, d) CH3−O−CH3, e) CH3−COH.

A37 El yodo (I2) no se disuelve en agua, pero se puede disolver en acetona (CH3−CO−CH3). Estudia las moléculas de estas sustancias y explica por qué ocurre esto.

Solución

La molécula de yodo es una molécula apolar, ya que en ella existe un enlace covalente entre átomos iguales. El tamaño de la molécula de yodo es tan grande que permite que los electrones se acumulen en un extremo y se forme un dipolo, bien de forma instantánea, bien inducido por otra especie polar. La molécula de agua es una molécula polar en la que se puede dar enlace de H. La molécula de acetona es un poco polar, pero sin posibilidad de formar enlaces de H. Para que una sustancia se disuelva en otra se deben formar entre ellas enlaces que no sean muy distintos de los que existen entre las moléculas de cada sustancia. Los enlaces de H entre las moléculas de agua son mucho más fuertes que los que se pueden dar entre las moléculas de yodo; por eso no se disuelven. Se disuelven las moléculas de yodo en acetona, porque los enlaces entre estas últimas son mucho más débiles y de orden similar al que se da entre las moléculas de yodo.

A38 El etanol (CH3−CH2OH) tiene un punto de ebullición de 78 °C, mientras que el éter etílico (CH3−O−CH3) tiene un punto de ebullición de −25 °C. Explica a qué se debe esa diferencia si ambas sustancias tienen una masa parecida.

Solución

Entre las moléculas de etanol se forman enlaces de H, mientras que entre las de éter solo se forman enlaces dipolo-dipolo, unas fuerzas mucho más débiles que las anteriores, y por eso esta sustancia tiene un punto de ebullición tan bajo.

A39 Las manchas de grasa son difíciles de limpiar con agua. Cuando las llevamos a la tintorería las limpian en seco con disolventes derivados del petróleo, a base de carbono e hidrógeno. Teniendo esto en cuenta, discute si las moléculas de grasa son polares o apolares.

Solución

Los disolventes derivados del petróleo, a base de C e H son moléculas apolares. Por tanto, las grasas deben ser sustancias apolares, ya que lo semejante se disuelve en lo semejante. En agua solo se disuelven las sustancias polares.

A40 Utilizando el concepto de molécula polar, trata de explicar el hecho de que muchos sólidos iónicos, como el cloruro de sodio, puedan disolverse en disolventes polares como el agua y no lo hagan en otros no polares como el benceno (C6H6).

Solución

Cuando un sólido iónico como el cloruro de sodio entra en contacto con un disolvente polar como, por ejemplo, el agua, los iones positivos situados en la superficie del cristal de cloruro de sodio atraerán a las moléculas de agua por la parte del oxígeno (zona de la molécula donde hay un exceso de carga negativa). Algo parecido ocurrirá con los iones negativos de la superficie del sólido, produciéndose entonces una atracción entre estos iones y las moléculas de agua que se situarán a su lado colocando los hidrógenos (zona de carga positiva) hacia dichos iones negativos. En la figura adjunta se intenta mostrar este proceso de forma esquemática. La disolución del cloruro de sodio puede explicarse como resultado de las roturas de los enlaces iónicos entre los cationes Na y los aniones Cl debido a las fuerzas ejercidas por las moléculas de agua polares sobre dichos iones.





Si en lugar de agua se utiliza un disolvente cuyas moléculas sean no polares, como el benceno, o lo son muy poco, el sólido iónico no se disolverá, porque dichas moléculas no podrán atraer a los iones o los atraerán débilmente (con menos fuerza de la necesaria para romper los enlaces iónicos).

A41 Explica por qué: a) Una molécula diatómica formada por átomos distintos ha de ser siempre polar y en cambio si la molécula tiene más de dosátomos, podría no serlo? Poner algún ejemplo.b) El agua líquida se puede convertir en agua gaseosa con mucha menos energía que la que se requiere para descomponerlaen H y O.

Solución

a) En primer lugar, es preciso dejar bien establecido que si los átomos que se unen son distintos, tienen distintaselectronegatividades, y el enlace será polar. La polaridad del enlace se caracteriza por su momento dipolar, una magnitud decarácter vectorial.Por otro lado, la polaridad de una molécula se obtiene sumando los momentos dipolares de sus enlaces.Por lo tanto, si la molécula la forman sólo dos átomos distintos, el enlace será polar y la molécula será polar pues la suma delos momentos dipolares de sus enlaces (uno sólo) tendrá necesariamente un determinado valor. Es el caso del HCl. O HF.En cambio, si existen más de dos átomos, habrá más de un enlace, y entonces la suma de los momentos dipo lares de losenlaces podría tener resultante cero. Son los casos del CO2 o CCl4.b) Porque para vaporizar el agua se han de romper fuerzas intermoleculares, enlaces de hidrógeno concretamente, que sonmucho más débiles que los enlaces covalentes que unen a los átomos de hidrógeno y oxígeno en la molécula de agua.

A42 Piensa en el tipo de enlace que se da entre sus átomos y determina cuáles de las siguientes son fórmulas empíricas y cuáles son fórmulas moleculares: a) NH3 b) AlCl3 c) NLi3 d) CO e) PCl3 f) CaO

Solución

Son fórmulas empíricas las de las sustancias iónicas y moleculares las de las sustancias covalentes. Fórmulas empíricas: AlCl3, NLi3, CaO. Fórmulas moleculares: NH3, CO, PCl3.

A43 El punto de ebullición del agua a la presión atmosférica es 100 °C, mientras que el del metanol (CH3OH) es de 65 °C. Estudia las moléculas de ambas sustancias y explica este hecho.

Solución

Cada molécula de agua está unida a las vecinas por dos enlaces de H, mientras que cada molécula de metanol, solo por un enlace de H. Esto determina que sea más fácil romper las fuerzas que mantienen unidas las moléculas de metanol en estado líquido, y por eso tiene un punto de ebullición más bajo que el agua

A44 El punto de ebullición del agua líquida (a 1 atmósfera de presión) es de 100 ºC, mientras que el sulfuro de hidrógeno (H2S) líquido hierve a −60,1 ºC. ¿A qué puede deberse esta diferencia?

Solución

A la presencia de enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua. Ello hace que las fuerzas intermoleculares sean más intensas en el agua que en el sulfuro de hidrógeno, por lo que se necesitan temperaturas más elevadas en el primer caso para que la agitación térmica de las moléculas posibilite que las moléculas escapen al estado gaseoso.

A45 Explica si son ciertas las siguientes afirmaciones: a) El enlace covalente es un enlace más débil que el iónico, ya que los compuestos iónicos tienen puntos de fusión más altosque la mayoría de los compuestos covalentes.b) Los sólidos covalentes cristalinos conducen la corriente eléctrica porque los electrones que forman el enlace covalente semueven de un lado a otro del cristal con bastante facilidad.





Solución

a) Falso. Cuando una sustancia covalente molecular cambia de estado lo que se rompen son enlaces intermoleculares,mucho más débiles que los enlaces covalentes entre sus átomos.b) Esto sucede en algunos sólidos covalentes cristalinos, como el grafito, pero no en aquellos en los que todos los electronesforman parte de enlaces covalentes localizados, como el diamante.

A46 ¿Por qué los sólidos covalentes moleculares son blandos y los sólidos covalentes cristalinos son muy duros?

Solución

Cuando se produce una raya en un sólido covalente molecular se rompen enlaces intermoleculares, mucho más débiles que los enlaces covalentes entre átomos que se dan en las redes cristalinas de los sólidos covalentes.

Enlace Metálico

A47 ¿Por qué los metales conducen muy bien la electricidad?

Solución

Porque la estructura interna de los metales está formada por iones positivos estabilizados por los electrones de valencia, que dejan de estar unidos al núcleo del átomo correspondiente para gozar de una cierta libertad de movimiento. Esa libertad es la que permite la conducción eléctrica.

A48 Explica por qué se puede estirar en láminas un cristal metálico (se dice que los metales son maleables) y no se puede hacer lo mismo con un cristal iónico.

Solución

Al desplazar unos sobre otros los planos de un cristal metálico, la nube de electrones evita que aparezcan nuevas repulsiones, algo que sucede si intentamos desplazar los planos de un cristal iónico.

A49 ¿Por qué el punto de fusión de los metales es alto?

Solución

Porque los metales tienen una estructura interna cristalina en la que muchos iones positivos ocupan posiciones perfectamente determinadas, estabilizada por los electrones del nivel de valencia. Para fundir un metal hay que romper esta estructura cristalina, y esto requiere mucha energía.

A50 Habitualmente identificamos los cristales como materiales transparentes, frágiles y duros. Esto es válido para un cristal de cloruro de sodio y un cristal de diamante, pero no para un cristal de plata. Explica este hecho.

Solución

Esto sucede con los cristales iónicos o de sólidos covalentes, como el diamante, en los que las partículas que los forman (iones de distinto signo o átomos) ocupan posiciones muy concretas y tratar de que se aproximen o se separen obliga a que aparezcan repulsiones o que haya que vencer la atracción entre iones en la red cristalina o en el enlace covalente entre átomos. En los cristales metálicos los electrones de valencia forman una especie de nube que evita que aparezcan repulsiones nuevas cuando tratamos de rayarlo o golpearlo y absorbe parte de la luz con que se iluminan, impidiendo que sean transparentes.

Actividades finales de síntesis

A51 Sean dos átomos, A y B cuyas configuraciones electrónicas son: A: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 B: 1s2, 2s2, 2p5

a) ¿De qué elementos se trata? ¿Cuáles serían sus electrones de valencia?b) Razona la fórmula del compuesto que formarían.c) Cita algunas de las propiedades del compuesto formado.

Solución

a) elemento A: período 4, grupo 2; Ca elemento B: período 2, grupo 17; Cl

b) Se trata de un metal y un no metal. Para alcanzar la estructura electrónica de gas noble, el Ca se desprende de doselectrones dando lugar al ión Ca2+, y el Cl gana un electrón dando lugar al ion Cl−. Ambos iones se atraen por tenercarga opuesta y la proporción necesaria para alcanzar la neutralidad eléctrica es 2 Cl− y 1 Ca2+,, por lo que su fórmulaserá CaCl2.

c) Dado que el compuesto formado sería de tipo iónico, sería un sólido a temperatura ambiente, con alto punto de fusión,soluble en agua, frágil, y no conductor en estado sólido, pero si disuelto o fundido.





A52 Las configuraciones electrónicas de los átomos son: A : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 B : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Estudia: a) El tipo de enlace que se da entre ellos.b) La fórmula del compuesto que resulta cuando se combinan A y B.c) El estado físico en que se encontrará a temperatura ambiente.d) Su capacidad para conducir la electricidad.

Solución

a) Covalente, pues los dos necesitan captar electrones para alcanzar la configuración de gas noble.

b) AB2. El diagrama de Lewis de la molécula será:

c) Probablemente líquido. Se formarán una molécula polar de tamaño no pequeño.

d) No conduce la electricidad porque todos los electrones pertenecen a un átomo o a enlaces localizados.

A53 Tres elementos A, B y C tienen números atómicos 35, 20 y 11 respectivamente. Justifica: a) El grupo y período al que pertenece cada uno.b) ¿Cuál tiene menor radio atómico? ¿Cuál tiene mayor energía de ionización?c) Tipo de enlace entre A−A y A−B.d) Números cuánticos del último electrón de cada uno.

Solución

a) Configuraciones electrónicas:

A (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

B (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

C (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1

A la vista de las configuraciones electrónicas:

Elemento A: período 4, grupo 17 (halógenos). Es el bromo. Elemento B: periodo 4, grupo 2 (alcalino-térreos). Es el calcio. Elemento C: periodo 3, grupo 1 (alcalinos). Es el sodio.

b) Sabemos que el tamaño (radio atómico) aumenta dentro de un grupo al aumentar el número atómico pues se añadennuevas capas de electrones, y dentro de un periodo, disminuye al aumentar el número atómico pues los electronesllenan la misma capa y predomina el efecto de la atracción nuclear sobre la repulsión electrónica. Ambos efectos losresumimos en que cuanto más abajo, primer factor, y más a la izquierda, segundo factor, esté situado un elemento enla tabla periódica, mayor es su tamaño. Luego, será:

R (Ca) > R (Br) > R (Na) el sodio, elemento C, es quien tiene menor radio atómico

En cuanto a la energía de ionización, energía necesaria para arrancarle un electrón a un átomo aislado; dentro de un grupo, es mayor cuanto menor es el número atómico; y dentro de un periodo, es mayor cuanto mayor sea el número atómico, pues en ambos casos es mayor la atracción del núcleo sobre los electrones. Ambos efectos los condensamos con fines prácticos en que cuanto más arriba, primer factor, y más a la derecha, segundo factor, esté situado un elemento en la tabla periódica, mayor es su energía de ionización. Luego, será:

E.I. (Na) > E.I. (Br) > E.I. (Ca) el sodio, elemento C, es quien tiene mayor energía de ionización

c) A−A será un enlace entre dos no metales. Por lo tanto el enlace será covalente. El compuesto tendrá de fórmula Br2.A−B será un enlace entre un metal y un no metal. El enlace será de tipo iónico. La fórmula del compuesto será CaBr2.

d) Aplicando las reglas que rigen la arquitectura electrónica, los números cuánticos del último electrón serán:

En el Br: En el Ca: En el Na:

(4, 1,0,1/2) (4,0,0,-1/2) (3,0,0,1/2)

A54 El elemento A, de número atómico 37, se combina con el elemento B, de número atómico 16. Con esta información: a) Escribe la estructura electrónica de los dos elementos en estado fundamental.b) Indica la posición de los mismos en el Sistema Periódico.c) Deduce el tipo de ion más estable que formarán cada uno.d) La fórmula del compuesto que formarían A y B.

Solución

a) A (Z = 37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 B (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

b) A: período 5, grupo 1. Es el rubidio B: período 3, grupo 16. Es el azufre.

c) El ión más estable es el que resulta de la pérdida o ganancia de electrones para alcanzar la estructura electrónica degas noble. En el caso del rubidio será Rb+, y en el caso del azufre, S2−.

d) El compuesto que formarían sería de tipo iónico. La fórmula del compuesto representa la proporción de iones quedeben unirse para mantener la neutralidad eléctrica en el cristal, y en este caso será, obviamente, Rb2S.

O O A





A55 Un átomo (X) tiene 35 electrones, 35 protones y 45 neutrones y otro átomo (Y) posee 20 electrones, 20 protones y 20 neutrones. a) Determine el número atómico y el número másico de cada uno de ellos.b) Identifique ambos elementos.c) Define electronegatividad y justifica cual de los dos es más electronegativo.d) Tipo de enlace que se produce entre X e Y, así como la fórmula del compuesto resultante.

Solución

a) El número atómico se define como el número de protones de un elemento. Por lo tanto:Z (X) = 35 Z (Y) = 20.

El número másico se define como la suma de los números de protones y neutrones. Por lo tanto: A (X) = 35 + 45 = 80 A (Y) = 20 + 20 = 40

b) A partir de su número atómico se pueden ubicar ambos elementos en la tabla periódica:

Y (Z = 20): 2 + 8 +8 + 2 periodo 4, grupo 2 calcio

X (Z = 35): 2 + 8 + 8 + (2 + 10 + 5) período 4, grupo 17 bromo

c) La electronegatividad es una propiedad que da cuenta de la atracción de un átomo sobre los electrones compartidos en un enlace covalente.

La electronegatividad varía según se indica en el gráfico adjunto. Por lo tanto, dado que ambos pertenecen al mismo período, será el bromo el elemento de mayor electronegatividad. De manera muy cualitativa, aumenta al avanzar hacia la derecha por un período porque predomina el efecto del incremento de atracción nuclear sobre el incremento de la repulsión electrónica.

d) Se trata de dos elementos de los extremos de la tabla periódica: un metal y un no metal. Formarán por lo tanto unenlace de tipo iónico.Por un lado, el calcio, de la familia de los alcalino-térreos, cuyo ión más estable es el Ca2+. Por otro, el Br, pertenecientea los halógenos, cuyo ión más estable es el Br−. Entre ambos se establece una atracción eléctrica que explica el enlace.La agrupación mínima que entre ambos iones es un ion Ca2+ y dos iones Br−. Por lo tanto, la fórmula empírica delcompuesto que ambos formarían sería: CaI2.

A56 Para dos elementos, A y B, con números atómicos 12 y 17, respectivamente, indique: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos.b) El elemento de mayor energía de ionización (justifique la respuesta).c) La fórmula del compuesto que se forma entre ambos elementos y el tipo de enlace que presentan al unirse (justifique larespuesta)

Solución

a) A (Z = 12): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 B (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

b) Ambos elementos pertenecen al 3º período. Y dentro de un período la energía de ionización aumenta al aumentar elnúmero atómico, porque es mayor el efecto de la atracción nuclear que el de repulsión electrónica, lo que supone quese necesite más energía (energía de ionización) para arrancar un electrón al elemento B que al A. Por lo tanto:

E.I. (B) > E.I. (A)

c) Los elementos que se unen pertenecen a los extremos de la tabla periódica. El elemento A, un metal, con pequeñaenergía de ionización, que pierde fácilmente electrones, y cuyo ion más estable es A2+ (si se desprende de oselectrones adquiere la configuración electrónica de gas noble), y el otro elemento, B, un no metal, con una gran afinidadelectrónica, cuyo ión más estable es B− (si capta un electrón adquiere la configuración electrónica de gas noble).Cuando ambos elementos entran en contacto, es previsible una transferencia de electrones entre ambos: A cede doselectrones y B capta un electrón. El enlace se explicaría pues por la atracción electrostática entre iones de signoopuestos. O sea, que cabe esperar que sea de tipo iónico.La formula es la configuración mínima entre los átomos que presenta neutralidad eléctrica. Esta se alcanza cuando unátomo A cede sus dos electrones a sendos átomos B. Por lo tanto, la fórmula del compuesto debe ser BA2.

A57 Dados los elementos A y B cuyos números atómicos son 8 y 11 respectivamente, responda justificadamente a las siguientes cuestiones: a) Escribe sus configuraciones electrónicas.b) Indica el número de electrones de valencia de cada uno.c) En qué periodo y grupo se encuentran cada uno.d) ¿Qué tipo de enlace se dará entre ellos y cuál será la fórmula del compuesto?

Solución

a) Elemento A (Z=8): 1s2, 2s2, 2p4. Elemento B (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1.

ELETRONEGATIVIDAD

Aumenta





b) Los electrones de valencia son los electrones del último nivel de energía. Luego, a la vista de las configuracioneselectrónicas:

Elemento A (Z=8): 1s2, 2s2, 2p4 6 electrones de valencia.

Elemento B (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 1 electrón de valencia.

c) Elemento A (Z=8): 1s2, 2s2, 2p4. Oxígeno. Grupo 16, anfígenos, y período 2.Elemento B (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1. Sodio. Grupo 1, alcalinos, y periodo 3.

e) Se trata de dos elementos de los extremos de la tabla periódica: un metal y un no metal. Por lo tanto el enlace seráiónico.Por un lado, un metal, el sodio, de la familia de los alcalino-térreos, electropositivo, cuyo ión más estable es el Na+. Porotro un no metal, el O, perteneciente a los halógenos, electronegativo, cuyo ión más estable es el O2−. Entre ambos seestablece una atracción eléctrica que explica el enlace.La agrupación mínima eléctricamente neutra entre estos iones es la combinación de dos iones Na+ y un ion O2−. Por lotanto, la fórmula empírica del compuesto que ambos formarían sería: Na2O.

A58 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2 ; B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ; C: 1s2 2s2 2p6, responda a las siguientes cuestiones justificando la respuestas: a) Establezca el grupo y período a los que pertenecen A, B y C.b) Escriba los iones más estables que formarán A y B.c) Explique qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula del compuesto resultante.d) Indique entre A y B quién tendrá un valor mayor de energía de ionización.

Solución

a) Elemento A: 1s2, 2s2. Grupo 2 (alcalino-térreos), periodo 2. Es el berilio. Elemento B: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4. Grupo 16 (anfígenos), período 3. Es el azufre. Elemento C: 1s2, 2s2, 2p6. Grupo 18 (gases nobles), período 2. Es el Neón.

b) Los iones más estables son los que poseen la estructura electrónica del gas noble más próximo en la tabla periódica. Elemento A: ion A2+ Elemento B: ion B2−

c) Se trata de dos elementos de los extremos de la tabla periódica. Por lo tanto el enlace será iónico. Por un lado, un metal, el berilio, de la familia de los alcalino-térreos, electropositivo, cuyo ión más estable es el Be2+. Por otro un no metal, el S, perteneciente a los anfígenos, electronegativo, cuyo ión más estable es el S2−. Entre ambos se establece una atracción eléctrica que explica el enlace.

La agrupación mínima eléctricamente neutra entre estos iones es la combinación de un ion Be2+ y un ion S2−. Por lo tanto, la fórmula empírica del compuesto que ambos formarían sería BeS.

e) Muy probablemente el elemento B. Aunque está más abajo en la tabla periódica que el elemento A, está mucho más a la derecha, y el hecho de que sea un no metal (electronegativo, tendencia a ganar electrones), sugiere suponer que posee una energía de ionización mayor que el elemento A (metal, tendencia a perder electrones).

A59 Para los tres elementos siguientes el número atómico es 19, 35 y 54, indica de forma razonada: a) El nombre del elemento y su configuración electrónica.b) Grupo y período del sistema periódico al cual pertenecen.c) El elemento que tiene menor potencial de ionización.d) El estado de oxidación más probable en cada caso.e) Configuraciones electrónicas de los iones resultantes del apartado anterior.

Solución

ab) Elemento 1 (Z=19): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1. Potasio. Grupo 1, alcalinos, y período 4. Elemento 2 (Z = 35): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5. Bromo. Grupo 17, halógenos, y periodo 4. Elemento 3 (Z = 54): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6. Xenón. Grupo 18, gases nobles, y periodo 5.

c) El potasio.Descartamos el Xenón, aunque pertenezca al periodo 5, pues se trata de un gas noble, cuyas configuraciones electrónicasson especialmente estables. Y dado que la energía de ionización aumenta al avanzar en un periodo de la tabla periódica, laenergía de ionización del potasio será menor que la del bromo.

d) Potasio: +1 (K+), pues para alcanzar la configuración de gas noble ha de ceder un electrón.Bromo: -1 (Br−), pues para alcanzar la configuración de gas noble ha de captar un electrón.Xenón: 0, se trata de un gas noble.

e) K+: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6. Br−: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6.



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