Tabla Periódica

Tabla Periódica

Historia de la Tabla Periódica.

Muchos intentos se hicieron a lo largo de casi un siglo para organizar los elementos químicos. Siempre se trató de ordenarlos siguiendo los posibles nexos entre sus propiedades físicas y químicas. Así, por ejemplo, Döbereiner encontró que el cloro, el bromo y el yodo eran similares en cuanto a su reactividad y este hecho le permitió agruparlos en una misma familia:  las llamadas Tríadas de Döbereiner. Con el tiempo, se fueron estableciendo las masas relativas de los elementos. Esto ayudó a Mendeleiev a concebir una idea que sistematizaría la forma de clasificar los elementos al proponer que existía una relación entre sus masas atómicas y sus propiedades.  Así, el gran científico ruso organizó los elementos en el orden creciente de sus masas atómicas. Encontró propiedades análogas cada cierto número de elementos, es decir que las propiedades se repetían con alguna periodicidad. A continuación un poco de historia.

1817. Ley de las tríadas. Johann Döbereiner, propuso que en la naturaleza existían tríadas de elementos de forma que el central tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros de la tríada. Figura 1.

1864. Ley de las octavas. Newlands, químico inglés, anunció la Ley de las octavas utilizando como símil la escala musical: de acuerdo con esta clasificación las propiedades de los elementos se repiten de ocho en ocho. Pero esta ley no pudo aplicarse a los elementos más allá del calcio. La clasificación fue por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comenzó a ser diseñada. Figura 2.

Litio	LiCl LiOH	Calcio	CaCl2 CaSO4	Azufre	H2S SO2
Sodio	NaCl NaOH	Estroncio	SrCl2 SrSO4	Selenio	H2Se SeO2
Potasio	KCl KOH	Bario	BaCl2 BaSO4	Teluro	H2Te TeO2

Figura 1. Tríadas de Döbereiner

1868. D.I. Mendeleiev. Publica su primer ensayo sobre el sistema periódico en función creciente de las masas atómicas. Para la época, sólo se conocían 60 elementos. Otros de los aportes de Mendeleiev fue que predijo la existencia de algunos elementos, y sus propiedades, antes de ser descubiertos.

1870. El 17 de febrero nace la Tabla Periódica Moderna de Mendeleiev

1894. William Ramsay descubre el argón, elemento no predicho por Mendeleiev

1914. Moseley ordena los elementos de acuerdo con el número atómico

1	2	3	4	5	6	7
Li 6,9 Na 23,0 K 39,0	Be 9,0 Mg 24,3 Ca 40,0	B 10,8 Al 27,0	C 12,0 Si 28,1	N 14,0 P 31,0	O 16,0 S 32,1	F 19,0 Cl 35,5

Figura 2. Ley de las octavas de Newlands

Enunciado de la Ley Periódica

“Cuando los elementos se colocan en orden creciente del número atómico, ocurre una repetición periódica de las propiedades físicas y químicas”.

La tabla periódica moderna es un sistema de clasificación de los elementos químicos, que los ordena de acuerdo a sus propiedades, las cuales son una función periódica del número atómico. Este orden viene determinado por la distribución electrónica de los átomos. Los elementos que tienen el mismo número de electrones en el nivel energético más externo presentan propiedades similares. A estas propiedades las conocemos como propiedades periódicas.

Distribución de la Tabla Periódica

La tabla periódica se ordena de derecha a izquierda y de arriba abajo conforme va aumentando el número atómico (Z). Las filas (horizontal),  son los períodos y las columnas (verticales) son los grupos. En estos se encuentran los elementos con propiedades químicas similares.

Los grupos están constituidos por elementos con el mismo número de electrones en su última capa (conocida como capa de valencia). Actualmente la tabla se organiza en 18 grupos, numerados del 1 al 18, aunque existen otras nomenclaturas anteriores que todavía se usan. En la nomenclatura antigua, se tiene que los grupos se identifican por un número romano y una letra, ya sea A ó B.

En los períodos el número atómico varía de uno en uno desde los metales, pasando por los semimetales, hasta culminar en los no metales. La tabla periódica se divide en 7 períodos.

Grupo 1 (IA): los metales alcalinos

Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos

Grupo 3 al Grupo 12 (IB al VIIB y VIII): los metales de transición

Grupo 13 (IIIA): los térreos

Grupo 14 (IVA): los carbonoideos

Grupo 15 (VA): los nitrogenoideos

Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos

Grupo 17 (VIIA): los halógenos

Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles

Finalmente, se ve que hay dos filas de elementos que aparecen en la parte inferior de la tabla periódica son los elementos de “transición del bloque f”. Estas filas realmente corresponden al cuerpo de la tabla, pero están colocados ahí para conservar espacio. La primera hilera, del elemento 58 al 71, se inicia con el cerio y a esta serie de elementos se les conoce como lantánidos o tierras raras. La segunda hilera ubica los elementos del 90 al 103, comenzando con el torio, y se conocen como actínidos. Figura 3.

Figura 3. La Tabla Periódica

Se puede decir, entonces, que los elementos constituyen las letras del alfabeto de la química, ya que permiten escribir las fórmulas de los compuestos químicos para luego nombrarlos haciendo uso de reglas sistemáticas. Esta organización es la que hace posible que la tabla periódica funcione como una herramienta imprescindible para el manejo de la química.

Configuración Electrónica y Principio de Aufbau

La configuración electrónica, distribución de los electrones en los orbitales atómicos de un elemento. El ordenamiento sigue un principio de construcción o “principio de Aufbau”. Este principio nos permite ubicar los electrones a medida que aumenta el número atómico. Recordemos que el número atómico, Z, equivale al número de protones y por tanto también al número de electrones de un elemento en su estado basal. A medida que vamos agregando protones al núcleo, los electrones van ocupando niveles de mayor energía (más alejados del núcleo).

Los protones de un átomo definen su masa, mientras que los electrones (que tienen una masa mucho menor), juegan un papel muy importante en lo relativo a las propiedades. Como ya se mencionó, los electrones de valencia de los elementos de un mismo grupo son iguales, por lo tanto podemos organizar la tabla periódica utilizando este principio.

El principio de Aufbau o “regla de la lluvia” (por la semejanza que hacen las líneas  descendientes con la lluvia), se muestra en la Figura 4:

Figura 4 – Regla de la lluvia

Se comienza a llenar los orbitales con electrones de arriba abajo y de derecha a izquierda, tal como lo muestran las flechas de la figura. Las letras s, p, d, f, (…) representan diferentes tipos de orbitales. Por el principio de exclusión de Pauli, en cada orbital sólo puede haber un número máximo de dos electrones. Los superíndices que se muestran (s², p⁶, d¹⁰) indican el número máximo de electrones que pueden entrar a un determinado tipo de orbital. Es decir, los orbitales s sólo pueden albergar un máximo de 2 electrones porque sólo hay un orbital s, mientras que tenemos 5 orbitales d diferentes y por lo tanto pueden albergarse hasta 10 electrones en este tipo de orbitales.

A la izquierda tenemos los números del 1 al 7 e indican el nivel energético en que se encuentran los electrones de esa fila y equivalen a los períodos en la tabla periódica. Estos números tienen a su lado una letra que es el nombre del nivel de energía. De este modo, cada electrón de un átomo tiene sus propias coordenadas: un tipo de orbital y un nivel energético. A la derecha de la regla de la lluvia están algunas de las formas de algunos tipos de orbitales: 1s, 2p.

Para realizar la configuración electrónica del potasio, se busca, en la tabla periódica, el símbolo del elemento y se halla el número atómico. El símbolo del potasio es K y el número atómico 19, por lo que su notación es ₁₉K. Esto indica que el potasio tiene 19 protones en su núcleo, de modo que en estado neutro debe tener también 19 electrones. Ahora debemos seguir la regla de la lluvia para distribuirlos. En el primer orbital a llenar, el 1s, se asigna 2 electrones, 1s². Luego, se llena el 2s y obtenemos 1s²2s², restan aún 15 electrones por colocar. Al continuar, se obtiene [K]=1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹. Es muy común abreviar las configuraciones electrónicas, para ello se sustituye, la parte de la configuración que corresponde al gas noble inmediatamente anterior, por su símbolo. Por ejemplo, en el caso del potasio, el argón, es el gas que tiene configuración electrónica [Ar]=1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹. Se sustituye, y la configuración del potasio queda [K]=[Ar]4s¹. Lo anterior, muestra únicamente los electrones de valencia, los de mayor interés.

v  Determine la configuración electrónica del mercurio.

(Respuesta: [Hg]=1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰)

v  ¿A qué elemento corresponde la configuración electrónica 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶? (Resp: Fe)

v  ¿Cuántos electrones de valencia tiene el cloro? (Resp: 7)

v  ¿Cuál es el elemento número 32? Determina su configuración electrónica completa y la abreviada. Señala los electrones de valencia (Resp: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p², [Ge]=[Ar] 4s²3d¹⁰4p², electrones de valencia 4)

Los electrones de valencia, es el número total que hay a la última capa. En el caso del elemento de Z=32, la última es la 4s y 4p, en cada orbital hay dos electrones, al sumarlos se obtiene que la valencia  es 4.

       Se puede ver que la tabla periódica se separa en varios bloques según los orbitales de mayor energía de los elementos. Figura 5.

           

Figura 5. Separación de la tabla periódica en bloques de elementos según el llenado de los orbitales de valencia

Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones, a las cuales consideramos como anomalías, entre estas tenemos:

Aquellas que presentan los elementos de los grupos 6 y 11.

 Ejemplos:

Grupo 6:
₂₄Cr : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴, distribución electrónica incorrecta

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵, distribución electrónica correcta
Grupo 11
₂₉Cu: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹ distribución electrónica incorrecta
₂₉Cu: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰ distribución electrónica correcta

     Algunos elementos de transición presentan este fenómeno, donde un electrón del orbital “f” pasa al orbital “d”.

₉₂U: [₈₆Rn]7s², 5f⁴ distribución electrónica incorrecta

₉₂U: [₈₆Rn]7s², 5f³6d¹ distribución electrónica correcta

₆₄Gd: [54Xe]6s²4f⁸  distribución electrónica incorrecta

₆₄Gd: [54Xe]6s²4f⁷ 5d¹ distribución electrónica correcta

1.    Grupos de la Tabla periódica

Metales alcalinos (Grupo 1).

H	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
hidrógeno	litio	sodio	potasio	rubidio	cesio	francio

      Los elementos de este grupo, al reaccionar con el agua forman soluciones alcalinas o básicas, de allí su nombre. Son sólidos a temperatura ambiente, blandos, dúctiles, maleables, buenos conductores de calor y electricidad. Sus temperaturas de fusión son bajas en comparación con los otros metales. Todos los miembros de esta familia tienen un electrón en su nivel más alto nivel de energía, por lo que pueden adquirir la configuración estable del gas inerte que le antecede perdiendo este electrón. La sal que se usa en los alimentos, contiene sodio, el más común de los elementos de este grupo. El potasio es un ingrediente importante de los fertilizantes. El litio es usado por los médicos para tratar enfermedades depresivas. También este elemento, se mezcla con el aluminio para fabricar una aleación liviana, pero fuerte, usada en los aviones.

Metales alcalino-térreos (Grupo 2)

Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
berilio	magnesio	calcio	estroncio	bario	radio

      Se denominan así porque los antiguos alquimistas solían llamar tierra a toda sustancia no metálica insoluble en el agua y no alterable por el fuego y porque los óxidos de estos metales dan soluciones alcalinas. Poseen brillo metálico, son buenos conductores y no son tan blandos como los alcalinos. Contienen 2 electrones en el último nivel, en condiciones apropiadas, pueden cederlos o compartirlos con otros elementos. De allí que en la naturaleza se presenten en forma de iones, con 2 cargas positivas. Los elementos más comunes son el calcio y el magnesio, por encontrarse en muchos minerales, son disueltos por los ríos y lagos, siendo, por ejemplo, la concentración de sus iones (Ca²⁺ y Mg²⁺) lo que se denomina dureza del agua. El calcio es muy común en nuestras vidas ya que se encuentra en: la leche, en los huesos y en la tiza.

Metales de transición (Grupos 3 al 12)

Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
escandio	Titanio	vanadio	cromo	manganeso	hierro	cobalto	Níquel	cobre	cinc
Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd
itrio	circonio	Niobio	Molibdeno	tecnecio	rutenio	rodio	paladio	plata	cadmio
La	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg
lantano	hafnio	tántalo	wolframio	renio	osmio	iridio	platino	oro	mercurio
Ac	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Uun	Uuu	Uub
actinio	rutherfordio	dubnio	seaborgio	bohrio	Hassio	meitnerio	ununnilio	unununio	ununbio

     Elementos también conocidos como los del bloque d, se caracterizan por tener compuestos coloreados y paramagnéticos. En su mayoría son metales, duros y con temperaturas de fusión y ebullición altas. Además que son buenos conductores de electricidad y de calor. Estos elementos tienen una gran variedad de estados de oxidación. Estos elemento, son utilizados en la construcción de diversos objetos de uso común: el cobre los cables, el hierro que está presente en los aceros, el mercurio de los termómetros, la plata y el oro de uso en la joyería. Son de gran importancia y aplicabilidad en el desarrollo de catalizadores.

Grupo 13

B	Al	Ga	In	Tl
boro	aluminio	galio	indio	talio

     De este grupo forman parte elementos de tipo no metálico, semimetálico y metálico. Los que tienen tres electrones en su capa más externa, por lo que suelen formar compuestos en los que presentan un estado de oxidación +3. El talio presenta también el estado de oxidación +1. Los miembros de este grupo tienen temperaturas de fusión relativamente bajas y son muy útiles en diversos tipos de aleaciones y materiales semiconductores. El aluminio (Al) es muy versátil como material de construcción debido a que es muy liviano y no se corroe fácilmente, por lo cual se utiliza, por ejemplo, en los marcos de las ventanas de vidrio, puertas para duchas y en la construcción de aviones. Es uno de los principales recursos naturales de Venezuela.

Grupo 14

C	Si	Ge	Sn	Pb
carbono	silicio	germanio	estaño	plomo

     Este grupo está conformado por elementos no metálicos (C y Si), semimetálicos (Ge) y metálicos (Sn, Pb). Estos elementos poseen estados de oxidación 2 y 4. Una de las propiedades que caracterizan a este grupo y sobre todo al carbono es la concatenación. La misma consiste en la capacidad que tienen los átomos de unirse indefinidamente entre sí, con enlaces sencillos, dobles o triples. Esto da lugar a la formación de una gran cantidad de “esqueletos” o cadenas. Esta propiedad disminuye al bajar en el grupo. En este grupo se destaca otro elemento: el silicio, por su abundancia en la corteza terrestre en forma de sílice y silicatos y el carbono por su relación con la vida y sus componentes. El carbono es la base de toda una especialidad: la química orgánica.

Grupo 15

N	P	As	Sb	Bi
nitrógeno	fósforo	arsénico	antimonio	bismuto

     

     La característica más resaltante de estos elementos es que dentro del grupo, aparecen tanto las propiedades de metales como las de no metales, en mayor grado que en los elementos del grupo 16. En este grupo, se tienen dos elementos muy diferentes entre sí: el inerte nitrógeno molecular y el reactivo fósforo, P₄.

     En cuanto a la configuración electrónicas de la capa más externa de los elementos de este grupo es: ns²np³, lo que les da estabilidad (capa llena ns² + capa semillena np³). Esta estabilidad se pone de manifiesto en las elevadas energías de ionización de los elementos de este grupo respecto de los de grupos vecinos. Esta configuración electrónica conduce a varias posibilidades de formación de compuestos estables. Una posibilidad es ganar o compartir tres electrones en la capa de valencia proporcionando al átomo del grupo 15 un octeto completo. Entre los elementos se tiene el nitrógeno, el gas más abundante en el aire y de gran versatilidad química, y el fósforo, constituyente de los huesos y del ATP, molécula fundamental en  los procesos energéticos de los organismos vivos.

Grupo 16

O	S	Se	Te	Po
oxígeno	azufre	selenio	telurio	Polonio

Los elementos de este grupo tienen seis electrones de valencia. Al aumentar el número atómico disminuye la tendencia de los electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales,  son: -2, +2, +4 y +6, los dos últimos debido a la presencia de orbitales d, en el azufre. El grupo está liderado por el oxígeno que respiramos (O₂), el cual también se presenta en forma de ozono (O₃) que protege a la tierra de las radiaciones de alta energía. Otro elemento importante, el azufre, es básico para la formación del ácido sulfúrico, uno de los compuestos químicos de mayor producción mundial anual, además de ser el constituyente de algunos  aminoácidos.

Halógenos (Grupo 17)

F	Cl	Br	I	At
flúor	cloro	bromo	yodo	astato

     El nombre de esta familia de elementos proviene del griego hals, 'sal' y genes, 'nacido', y se debe justamente a la propiedad que tienen de formar sales al reaccionar con los metales. En estado elemental están formados por moléculas diatómicas muy estables. Poseen 7 electrones en su nivel externo de máxima energía, es decir, un electrón menos que el gas inerte que le sigue. Por esto presentan una tendencia muy fuerte a tomar un electrón y llegar a la configuración del gas inerte que está a su derecha. En este grupo se  destacan: el flúor, tan importante para preservar en buen estado nuestra dentadura; el cloro, uno de los elementos de mayor producción y uso industrial, y el yodo, que tiene múltiples usos en el campo de los productos farmacéuticos.

Gases Nobles (Grupo 18)

He	Ne	Ar	Kr	Xe	Rd
helio	neón	argón	kriptón	xenón	radón

     Todos los miembros de esta familia son gaseosos a temperatura ambiente. Sus temperaturas  de fusión y ebullición son muy bajas. Se llaman gases nobles porque sus átomos al tener completamente llena la última capa de electrones, tienen poca tendencia a formar compuestos. Uno de los elementos que pertenece a  esta familia es el helio, por su escasa densidad y gran estabilidad, permite que los globos se eleven.

Elementos del bloque f

Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd
cerio	praseodimio	neodimio	prometio	samario	europio	gadolio
Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
terbio	disprosio	holmio	erbio	tulio	iterbio	lutecio
Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cu
Torio	protctinio	uranio	neptunio	plutonio	americio	curio
Cf	Es	Fm	Bk	Md	No	Lr
californio	einstenio	fermio	berkelio	mendelvio	nobelio	laurencio

       Estos elementos tienen electrones en el orbital f, son metálicos y poseen las propiedades que los caracterizan. Se dividen en dos: lantánidos (a partir del cerio) y actínidos (a partir del torio), son muy reactivos y tienen estados de oxidación +3. Luego del neptunio todos los elementos han sido sintetizados por el hombre.

Problemas

Encierre su selección y justifique su respuesta.

Configuración electrónica

1. Los números atómicos del Mn y Ni son 25 y 28, respectivamente. Los iones Mn (II) y

Ni (II) son, respectivamente:

a) Iones d⁵ y d⁷.

b) Ambos iones son d⁵.

c) Iones d⁵ y d⁸.

d) Iones d⁶ y d⁹.

e) Ambos iones son d⁸.

2. ¿Cuál de los siguientes pares de especies químicas son isoelectrónicas?

a) Ne y Ar

b) F ⁻ y Cl ⁻

c) Ne y F⁻

d) Na⁺ y K⁺

e) Na⁺ y Na

3. El número atómico de un elemento viene dado por:

a) El año en que fue descubierto ese elemento.

b) El número de neutrones que posee su núcleo atómico.

c) Su masa atómica.

d) El número de protones existente en el átomo de dicho elemento.

4. Señale la proposición correcta:

a) El número de electrones de los iones Na⁺ es igual al de los átomos neutros del gas noble Ne.

b) El número atómico de los iones Na⁺ es igual al del gas noble Ne.

c) Los iones Na⁺ y los átomos del gas noble Ne son isótopos.

d) El número de protones de los iones ²³Na⁺ es igual al de los átomos de ²²Ne.

e) La masa atómica de los iones ²³Na⁺ es igual al de los átomos de ²²Ne.

5. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de átomos neutros:

X: 1s² 2s² p⁶ Y: 1s² 2s² p⁵ 3s¹

a) La configuración de Y corresponde a un átomo de sodio.

b) Para pasar de X a Y se consume energía.

c) La configuración de Y representa a un átomo del tercer periodo.

d) Las configuraciones de X e Y corresponden a diferentes elementos.

e) La energía para arrancar un electrón es igual en X que en Y.

6. El número atómico del Fe es 26. Si el Ru está exactamente debajo del Fe en la tabla periódica, el ión Ru (II) tiene una configuración periódica:

a) d⁹

b) d⁷

c) d⁸

d) d⁵

e) d⁶

7. Los números atómicos del Cr y Co son 24 y 27, respectivamente. Los iones Cr (III) y Co (III) son respectivamente:

a) d⁵ los dos iones

b) d⁴ y d⁶

c) d⁶ los dos iones

d) d³ y d⁶

e) d³ y d⁷

8. Para la especie iónica O ⁻ ,se puede afirmar que:

a) Su número atómico es el mismo que el del elemento situado a continuación en el mismo período de la tabla periódica.

b) Su configuración electrónica será igual a la del elemento que le sigue en el mismo período.

c) Tiene dos electrones desapareados.

d) Su número másico es el mismo que el del elemento que le sigue en el mismo período.

e) No tiene propiedades paramagnéticas.

9. La configuración electrónica:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ no puede corresponder a la siguiente especie química:

a) ₁₈Ar

b) ₂₀Ca²⁺

c) ₁₇Cl⁻

d) ₁₆S²⁺

10. Las especies químicas H⁻ y He:

a) Reaccionan entre sí para formar HeH.

b) Son isotópicas.

c) Son isotónicas.

d) Son isoeléctricas.

11. La distribución electrónica:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ corresponde:

a) Al ion Ga⁺.

b) Al ion Br^—.

c) A un átomo de Se, en su estado fundamental.

d) A un átomo de Hg excitado.

12. Indique cuáles de las siguientes proposiciones para el oxígeno (Z = 8) son ciertas:

1) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ es un estado prohibido

2) 1s² 2s² 2p⁵ es un estado prohibido

3) 1s² 2s² 2p⁴ es un estado excitado

4) 1s² 2s² 2p⁴ es un estado fundamental

13. Si [Ar] representa la estructura electrónica de un átomo de argón (Z = 18), el ion

titanio (II) (Z = 22) puede entonces representarse por:

a) [Ar] 4s¹ 3d¹

b) [Ar] 4s²

c) [Ar] 3d²

d) [Ar] 3d⁴

14. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde a un átomo en estado excitado?

a) 1s² 2s³ 2p⁶ 3s²

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

c) 1s² 2s² 2p6 6p¹

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d²

15. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas puede corresponderle a un átomo en su estado fundamental?

a) 1s² 2s³ 2p⁶

b) 1s² 2s² 2p⁸ 3s² 3p⁶ 3d⁷

c) 1s² 2s² 2p⁴

d) 1s² 2s² 3s² 3p⁶

16. El ion más estable que forma el sodio es isoelectrónico con:

a) El átomo de magnesio.

b) El ion más estable del flúor.

c) El átomo de neón.

d) El átomo de sodio.

17. ¿Cuál es la configuración electrónica más probable del estado fundamental para el ion Mn^2+, sabiendo que Z = 25?

a) [Ar] 4s2 3d3

b) [Ar] 4s1 3d4

c) [Ar] 4s0 3d3 4p3

d) [Ar] 4s0 4p5

e) [Ar] 4s0 3d5

18. ¿Cuál de las siguientes estructuras electrónicas le corresponderá a un elemento con número de oxidación máximo de +3?

a) 1s² 2s² 2p³

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³

19. Dadas las configuraciones electrónicas de los átomos:

A = 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ B = 1s² 2s² 2p⁶ 6s¹

¿Cuál de las siguientes afirmaciones es incorrecta?

a) Se necesita menos energía para arrancar un electrón a B que de A.

b) A y B representan átomos de elementos distintos.

c) B corresponde a un estado excitado.

d) Para pasar de A a B se necesita energía.

20. La configuración electrónica que utilizamos habitualmente se basa en distribuir los

electrones de un átomo en distintos orbitales (s, p, d, f,..) que pertenecen a distintas capas.

¿Qué relación existe entre estos orbitales y las órbitas de Bohr?

a) Órbitas y orbitales son básicamente lo mismo.

b) En ambos los electrones están girando en torno al núcleo, aunque sólo en los orbitales s las trayectorias son circulares.

c) La energía del orbital 1s del átomo de H coincide con la energía de la primera órbita de Bohr.

d) En las órbitas, los electrones pueden excitarse y pasar a otra superior, mientras que en los orbitales es imposible que ocurra este proceso.

21. La configuración electrónica de la capa externa del As es:

a) 4s² 4p³

b) 4s² 4p⁵

c) 4s² 3d³

d) 5s² 5p⁴

22. Del átomo cuyo número atómico es 33, se puede afirmar todo lo siguiente, excepto:

a) Tiene los orbitales 3d completos.

b) Está situado en la cuarta fila de la tabla periódica.

c) Es un metal de transición.

d) Si captase tres electrones se convertiría en un anión cuya estructura electrónica sería la de un gas noble.

23. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas representa la del estado

fundamental del Fe (III), sabiendo que Z (Fe) = 26?

a) [Ar] 3d⁵

b) [Ar] 4s¹ 3d³

c) [Ar] 4s¹ 3d⁴

d) [Ar] 4s² 4p³

e) [Ar] 4p⁵

24. Un átomo tiene de número atómico 23. Sería incorrecto decir que:

a) Su configuración electrónica externa es 4s² 3d³.

b) Corresponde a un elemento de transición.

c) Tiene 3 electrones desapareados.

d) Está situado en el grupo 3B de la tabla periódica.

25. La configuración electrónica del Cu⁺ (Z = 29) es:

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁹

26. Determine la carga de cada uno de los siguientes iones:

i) un ion níquel con 26 electrones

ii) un ion fósforo con 18 electrones

iii) un ion hierro con 23 electrones.

a) Ni⁺ P⁻ Fe²⁺

b) Ni²⁺ P³⁻ Fe²⁺

c) Ni²⁺ P²⁻ Fe³⁺

d) Ni²⁺ P³⁻ Fe³⁺

27.. ¿Cuál es la configuración electrónica del flúor en estado fundamental?

a) 1s² 2s₂ 2p⁶ 3s²3p⁶ 4s¹

b) 1s² 2s² 2p⁶

c) 1s² 2s² 2p⁵

d) 1s² 1p⁶ 2s¹

e) 1s² 2p⁷

28. De las siguientes configuraciones electrónicas, indica las que corresponden a estados excitados:

1) 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ¹     2) 1s ² 2s ² 2p ⁵ 3s ¹         3) 1s ² 2s ² 2p ⁶

4) 1s ² 3d ³                  5) 1s ² 2s ² 3p ⁷                 6) 1s ² 2s ² 2p ⁶ 2d ²

a) 4, 6

b) 4, 5, 6

c) 2, 4, 5, 6

d) 2, 4

29. Una configuración 4s² 3d⁹ 5s¹:

a) No es posible porque los electrones tienden a ocupar niveles de mínima energía.

b) Corresponde a un estado excitado de metal alcalino.

c) Corresponde a un estado excitado de un elemento de transición.

d) Correspondería a un estado excitado de un átomo paramagnético.

e) Ninguna de las anteriores.

30. Indica cuál de las siguientes sales no está formada por aniones y cationes

isoelectrónicos:

a) MgF₂

b) KCl

c) AlF₃

d) CaBr₂

31. ¿Cuál de las siguientes especies tiene una configuración electrónica diferente a las otras?

a) Ar

b) K⁺

c) Sc³⁺

d) Mg²⁺

32. ¿Cuál de los elementos que se indican puede ser clasificado como elemento de

transición?

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p1

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴ 4s²

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶

33. Considere las siguientes configuraciones electrónicas en el estado fundamental:

i) 1s² 2s² 2p⁷ ii) 1s² 2s³ iii) 1s² 2s² 2p⁵ iv) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Diga cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli y deduzca para los elementos con la configuración correcta el estado de oxidación más probable.

a) El principio de exclusión de Pauli la cumplen iii y iv. Su estado de oxidación más probable es el +5 y +1, respectivamente.

b) El principio de exclusión de Pauli la cumplen i y iv. Su estado de oxidación más probable es el 1 y +1, respectivamente.

c) El principio de exclusión de Pauli la cumplen iii y iv. Su estado de oxidación más probable es el +1 y 1, respectivamente.

d) El principio de exclusión de Pauli la cumplen iii y iv. Su estado de oxidación más probable es el 1 y +1, respectivamente.

34. ¿Cuál de los siguientes supuestos se puede relacionar con especies isoelectrónicas?

a) Dos átomos neutros distintos.

b) Dos cationes de distinta carga del mismo elemento.

c) Dos aniones distintos del mismo elemento.

d) Dos cationes de distinto elemento.

35. Indica la configuración electrónica que corresponde al átomo de cromo (Z = 24):

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴ 4s²

36. La carga nuclear efectiva del sodio es:

a) < 11 y > 10

b) < 10 y > 9

c) < 2 y > 1

d) < 1 y > 0

e) ninguna

Propiedades Periódicas

Encierre su selección y justifique su respuesta.

1. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene la primera energía de ionización más alta?

a) Be

b) He

c) N

d) Ne

e) B

2. ¿Cuál de las siguientes relaciones entre radios es correcta?

a) R(Cl) > R(Cl⁻)

b) R(Na⁺) < R(Na)

c) R(I) > R(Cl)

d) R(Cl) > R(Na)

3. La siguiente configuración electrónica:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ corresponde a un átomo de:

a) Baja energía de ionización.

b) Un metal de transición.

c) Elemento del grupo de los halógenos.

d) Un gas noble.

4. Indique cuál de las siguientes propuestas es correcta:

a) El ion O^2– es más electronegativo que el átomo neutro Ne.

b) El ion F⁻ es más electronegativo que el ion Na⁺.

c) El ion Na⁺ es más electronegativo que el ion O^2–.

d) Ninguna de las anteriores.

5. El símbolo Ra:

a) Se utiliza para expresar abreviadamente al gas noble radón.

b) Es el nombre genérico de las denominadas tierras raras.

c) Se le asigna al elemento radio.

d) No designa a ningún elemento.

6. Un elemento con configuración electrónica externa ns²:

a) No puede conducir bien la corriente eléctrica puesto que no tiene electrones desapareados.

b) Puede conducir la corriente eléctrica porque la banda ns2 solapa con bandas superiores.

c) Si no solapa con bandas superiores, su conductividad eléctrica disminuye con la

temperatura.

d) Conducirá bien el calor pero no la electricidad.

e) Es un halógeno y por tanto no es un buen conductor.

7. ¿Cuál de los siguientes elementos tiene el segundo potencial de ionización más bajo?

a) Na

b) O

c) Ca

d) K

e) Ne

8. Las especies químicas O^2–, F ⁻, Ne y Na⁺ son isoelectrónicas. ¿A cuál de ellas debe corresponderle un menor volumen?

a) F⁻

b) Ne

c) O^2–

d) Na⁺

9. Los sucesivos potenciales de ionización de un elemento (en eV) son:

8,3; 25,1; 37,9; 259,3

Señale la proposición correcta:

a) La configuración electrónica externa del elemento es ns¹.

b) La configuración electrónica externa del elemento es ns² np¹.

c) El elemento pertenece al grupo 4 del sistema periódico.

d) El elemento pertenece al grupo de los alcalinotérreos.

e) No pertenece a ninguno de los grupos anteriores.

10. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

a) La primera energía de ionización del magnesio es menor que la del sodio.

b) El radio del ion Na⁺ es mayor que el del ion Mg²⁺.

c) El radio del ion Na⁺ es igual que el del ion Mg²⁺.

d) La segunda energía de ionización del sodio es menor que la del magnesio.

11. Dadas siguientes las afirmaciones, indique cuál es la respuesta correcta:

1) La primera energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un

elemento neutro en el estado sólido para transformarlo en un monocatión.

2) La primera energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un

elemento para que un electrón del estado fundamental pase al estado excitado.

3) La primera energía de ionización es la energía que desprende cuando un elemento

capta un electrón.

4) Un elemento con una estructura electrónica externa 3s² 3p³ pertenece al grupo 14.

a) Sólo la 1 es cierta.

b) Sólo la 3 es cierta.

c) Sólo la 4 es cierta.

d) Ninguna es cierta.

12. ¿Cuál de los siguientes procesos se producirá con mayor variación de energía?

a) Si (g) → Si+ (g) + e–

b) Si+ (g) → Si2+ (g) + e–

c) Si2+ (g) → Si3+ (g) + e–

d) Si3+ (g) → Si4+ (g) + e–

13. ¿Cuál de los siguientes elementos puede encontrarse en la naturaleza en forma nativa?

a) Oro

b) Calcio

c) Sodio

d) Cinc

14. ¿Cuál de los siguientes elementos producirá el efecto fotoeléctrico con una longitud de onda más larga?

a) K

b) Rb

c) Mg

d) Ca

e) Li

15. Alguna de las siguientes afirmaciones sobre los elementos alcalinotérreos (grupo 2) no es correcta:

a) Sus óxidos se disuelven en agua para formar hidróxidos.

b) El radio iónico es mayor que el radio atómico.

c) El radio atómico aumenta al aumentar el número atómico.

d) Son elementos muy electropositivos.

16. Dadas las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos:

A: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² B: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ C: 1s² 2s² 2p⁶

D: 1s² 2s² 2p⁵ E: 1s² 2s² 2p³

a) El menor potencial de ionización corresponde al elemento E.

b) La mayor afinidad electrónica corresponde al elemento B.

c) El elemento más electronegativo es D.

d) El elemento de mayor carácter metálico es A.

e) El elemento con mayor radio iónico es A.

17. P y Q son átomos de distintos elementos situados en el mismo período y que tienen 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta respecto a dichos átomos?

a) P tiene una mayor primera energía de ionización que Q.

b) Q tiene menor afinidad electrónica que P.

c) P tiene mayor radio atómico que Q.

d) El enlace PQ será apolar.

18. Los valores de las cuatro primeras energías de ionización de un elemento químico son: 578, 1817, 2745 y 11578, en kJ·mol^–1. ¿Cuál podría ser dicho elemento?

a) Na

b) Mg

c) Al

d) P

19. ¿Cuál de los siguientes conceptos es correcto?

a) La afinidad electrónica es la energía necesaria para que un elemento capte un electrón.

b) La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando un elemento capta un electrón.

c) La afinidad electrónica viene dada esquemáticamente por la siguiente notación:

A (g) + e– → A− (g) + energía

d) La afinidad electrónica de los elementos del grupo 17 (VII A) es negativa.

e) Un elemento que presente una afinidad electrónica alta presentará, a su vez, un potencial de ionización bajo.

20. ¿Cuál de los siguientes enunciados, relacionados con las propiedades de los elementos de la tabla periódica, es correcto?

a) El tamaño atómico decrece hacia abajo en un grupo.

b) El tamaño atómico se incrementa desde el francio en el grupo 1 (IA) hasta el flúor en el grupo 17 (VII A)

c) El tamaño atómico decrece de izquierda a derecha en un periodo.

d) Todos los átomos del mismo grupo tienen el mismo tamaño.

e) Ninguna de las anteriores

21. ¿Cuál de los siguientes elementos no es un metal de transición?

a) Ru

b) Au

c) Al

d) W

22. La propiedad que presenta, en conjunto, valores más altos en la familia de los

halógenos que en la de los metales alcalinos es:

a) El punto de fusión.

b) La afinidad electrónica.

c) El poder reductor.

d) La densidad.

23.Ordenar de de mayor a menor el tamaño de los siguientes átomos: Sc, Ba y Se

a) Ba > Se >Sc

b) Ba >Sc > Se

c) Sc > Ba > Se

d) Sc > Se > Ba

24. ¿Cuál de las afirmaciones no es correcta para el elemento 81?

a) Es un elemento del grupo 13.

b) Es un metal.

c) Presenta el tamaño más grande de su grupo.

d) Es un elemento del quinto periodo.

25. La configuración electrónica externa de los átomos de los elementos del grupo 16 es ns² np⁴. Señalar la respuesta incorrecta:

a) Los números de oxidación del azufre son 2,+2, +4 y +6.

b) El oxígeno tiene los mismos números de oxidación que el azufre.

c) El oxígeno tiene de número de oxidación 2.

d) Oxígeno y azufre son no metales.

26. De los siguientes átomos e iones:

Ar, S^{2 −,} Cl ⁻, K⁺ y Ca²⁺

Se puede afirmar que:

a) Todos tienen el mismo radio porque son isoelectrónicos.

b) Su radio varía en el siguiente orden: S²⁻ > Cl⁻ > Ar > K⁺ > Ca^{2 +}.

c) Su radio varía en el siguiente orden: Ca²⁺ > K⁺ > Ar > Cl⁻ > S^{2 −}.

d) Ninguna de las afirmaciones anteriores es verdadera.

27. Señala cuál de las ordenaciones siguientes representa correctamente un aumento

creciente de la electronegatividad de los elementos:

a) Na < Cl < S < O

b) B < N < C < O

c) C < N < O < F

d) N < O < Cl < F

28. Un elemento químico presenta la siguiente configuración electrónica:

[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² por tanto es un:

a) Metal del bloque d.

b) Metal alcalino.

c) Metal alcalinotérreo.

d) Gas inerte.

29. La reacción asociada al potencial de ionización:

a) Mg (g) + e– → Mg– (g)

b) Mg (g) → Mg+ (g) + e–

c) Mg (s) → Mg+ (g) + e–

d) Ninguna de las anteriores.

30. Si hablamos de tamaños atómicos, elija la opción cuyo orden sea incorrecto.

a) Cs > Fe > He

b) F− > Cr⁶⁺ > Mn⁷⁺

c) Ti > Fe > Zn

d) Be < Ca < Ba

e) Na⁺ < Ne < F−

31. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al átomo de mayor electronegatividad?

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

b) 1s² 2s² 2p⁵

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁵

32. Los elementos de transición del 5º periodo se caracterizan porque van llenando de electrones, sucesivamente, sus orbitales:

a) 4d

b) 3d

c) 5p

d) 5d

33. ¿Para cuál de los siguientes átomos se cumple que el radio de su ion más frecuente es menor que su radio atómico?

a) Cloro

b) Nitrógeno

c) Sodio

d) Azufre

34. Si escucha esta afirmación: “la energía de ionización del Na es 5,14 eV y la del Mg 7,64 eV” usted cree que:

a) Es al revés porque el átomo de Mg es mayor que el de Na.

b) Es correcta porque el átomo de Mg es mayor que el de Na.

c) El átomo de Mg es más pequeño que el de Na por lo que tal afirmación es correcta.

d) Se puede asegurar que la segunda energía de ionización del Na es menor que la segunda del Mg.

35. Indicar en las siguientes especies el orden en que disminuyen los radios:

a) Ca²⁺ > K⁺ > Ar > Cl⁻ > S²⁻

b) Ar > Cl⁻ > S²⁻ > < K⁺ > Ca²⁺

c) S²⁻ > Cl⁻ > Ar > K⁺ > Ca2⁺

c) Ar > K⁺ > Ca2⁺ > Cl⁻ > S²