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ACTIVIDADES TEMAS 12 Y 13: ESTRUCTURA ATÓMICA, SISTEMA PERIÓDICO 
 
1 Según el modelo atómico de Bohr, ¿cómo se ordenan los distintos niveles de energía en los que pueden 
encontrarse los electrones? 
 
El orden de los distintos niveles de energía se indica mediante el llamado “número cuántico principal”, que se 
representa por “n”, y toma los siguientes valores: 
n = 1: nivel de menor energía, también llamado capa K, 
n = 2: siguiente nivel de energía, también llamado capa L, 
n = 3: siguiente nivel de energía, también llamado capa M, 
n = 4: siguiente nivel de energía, también llamado capa N, 
etc. 
 
2 Explica la diferencia entre un espectro de absorción y uno de emisión. Pon ejemplos de ellos. 
 
Un espectro de emisión está compuesto por las radiaciones electromagnéticas que emite directamente un cuerpo 
al excitar sus átomos, por ejemplo mediante una llama, un arco eléctrico, una chispa, etc. 
Un espectro de absorción es el constituido por las radiaciones que absorbe un cuerpo o sustancia, que puede 
encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso, aunque se recurre muy frecuentemente a su estudio en disolución. 
Un ejemplo sería el espectro de luz procedente de una fuente de luz continua tras atravesar un gas. 
 
3 ¿Qué es un espectro? 
 
Es la descomposición en radiaciones simples del conjunto de radiaciones emitidas (espectro de emisión) o 
absorbidas (espectro de absorción) por un cuerpo. 
 
4 ¿Qué utilidad tienen los espectros de absorción y de emisión? 
 
Las radiaciones que componen el espectro de emisión y el de absorción de un elemento son características de 
dicho elemento y pueden servir para identificarlo. 
 
5 Explica brevemente el modelo atómico de Bohr. 
Según Bohr: 
- Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija. 
- En éstas órbitas los electrones se mueven sin perder energía. 
- Sólo están permitidas determinadas órbitas: aquellas cuya energía tome ciertos valores restringidos. 
 
6 ¿Cómo se puede denominar también a las órbitas permitidas según el modelo atómico de Bohr? 
 
Las órbitas permitidas se pueden denominar también niveles de energía o capas. 
 
7 ¿Cómo puede un electrón cambiar a un nivel de energía superior? 
 
Cuando un electrón absorbe energía electromagnética, pasa a un nivel de energía mayor. 
 
8 ¿Qué le sucede a un electrón si cae a un nivel de energía inferior? 
 
Cuando un electrón cae a un nivel de energía inferior, emite energía electromagnética. 
 
9 ¿Puede decirse que la manera de situarse un habitante en un edificio de plantas es análoga a cómo se 
disponen los electrones en un átomo, según el modelo de Bohr? 
 
Sí, puesto que, de la misma forma que el habitante sólo puede vivir en uno de los pisos del edificio, los electrones 
sólo pueden estar en algunas de las órbitas de energía restringida posibles. Si el habitante se traslada a un piso 
superior, aumenta su energía potencial. De un modo similar, si el electrón pasa a una órbita más alta, su energía se 
incrementa en una cantidad determinada. 
 
10 Según el modelo atómico de Bohr, ¿cómo se origina un espectro de absorción? 
 
El espectro de absorción se origina cuando un electrón absorbe la energía de un fotón y asciende desde su nivel a 
otro de mayor energía. 
 
11 Según el modelo atómico de Bohr, ¿cómo se originan los espectros de emisión? 
 
Los espectros de emisión se deben a las radiaciones que emite un electrón excitado en un nivel alto al descender a 
otro nivel de energía inferior. 
 
2 
 
12 ¿Qué es una órbita? 
 
Es una trayectoria definida del electrón. Fue propuesta, con diversas variantes, por Rutherford, Bohr, Sommerfeld y 
otros investigadores, para explicar el movimiento de los electrones en el átomo. 
 
13 ¿Qué es un orbital? 
 
Es una función de onda que describe, en términos de probabilidad, la posición del electrón de una determinada 
energía. Por extensión, se asigna también este nombre a la zona del espacio en la que existe una probabilidad 
elevada (99 %) de encontrar el electrón. 
 
14 ¿Cuántos orbitales hay en el nivel de energía n = 2? 
 
Para n = 2 los valores de l son: 
 3112121
1102120
ll
ll
 
En total habrá 1 + 3 = 4 orbitales 
 
15 ¿Cuántos orbitales hay en el nivel de energía n = 4? 
Para n = 4 se tiene: 
 7132123
 5122122
 3112121
1102120
ll
ll
ll
ll
 
En total habrá 1 + 3 + 5 + 7 = 16 orbitales 
 
16 ¿Cuál es el máximo número de electrones que pueden encontrarse en el nivel de energía n = 1? 
 
Para n = 3 se tiene: 
1102120 ll
 
En total habrá 1 orbital. Según el principio de exclusión de Pauli en cada orbital sólo caben, como mucho, dos 
electrones. Por tanto el número máximo de electrones será: 1 · 2 = 2 electrones 
 
17 ¿Cuál es el máximo número de electrones que pueden encontrarse en el nivel de energía n = 3? 
 
Solución: 
Para n = 3 se tiene: 
5122122
3112121
 1102120
ll
ll
ll
 
En total habrá 1 + 3 + 5 = 9 orbitales. Según el principio de exclusión de Pauli en cada orbital sólo caben, como 
mucho, dos electrones. Por tanto el número máximo de electrones será: 9 · 2 = 18 electrones 
 
 
18 ¿En qué se diferencian y en que se parecen los orbitales 3px, 3py, y 3pz? 
 
Los orbitales 3px, 3py, y 3pz tienen el mismo número cuántico principal, n = 3, por lo que tienen el mismo tamaño. 
Por otro lado, también coinciden en su número cuántico secundario (l = 1 orbitales p) por lo que coinciden 
también en su forma. La única diferencia estriba en su orientación; cada uno, según un eje de coordenadas. 
 
19 ¿En qué se diferencian y en que se parecen los orbitales 2s, 3s, y 4s? 
 
Los orbitales 2s, 3s, y 4s coinciden en su número cuántico secundario (l = 0 => orbitales s), por lo que tienen la 
misma forma (esférica, y por tanto, la misma orientación). Se diferencian en el tamaño, pues el número cuántico 
que indica esta propiedad, n, es distinto para cada uno de los orbitales. 
 
20 Escribe, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos: 
Cl (Z = 17); Ba (Z = 56); Ca (Z = 20); I (Z = 53). 
 
En primer lugar, es preciso considerar el número de electrones de que disponemos en cada caso; al ser todos 
átomos neutros, el número de electrones es el mismo que el número de protones, es decir, Z. 
3 
 
El orden de llenado es en orden creciente de números (n+l), y para valores iguales de éstos, se llena antes el de 
menor número n. 
5102610262622
262622
26102610262622
52622
5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)53(Z I
4s3p3s2p2s1s)20(Z Ca
6s5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)56(Z Ba
3p3s2p2s1s17)(Z Cl
 
21 Escribe, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los siguientes cationes: 
K
+
 (Z = 19); Mg
+2
 (Z = 12); Fe
+3
 (Z = 26); Pd
+4
 (Z = 46). 
 
En primer lugar, es preciso considerar el número de electrones de que disponemos en cada caso. 
El ion K
+
 tiene carga +1, por lo que tiene un electrón menos que protones, es decir, 18. 
El ion Mg
+2
 tiene carga +2, por lo que tiene dos electrones menos que protones, es decir, 10. 
El ion Fe
+3
 tiene carga +3, por lo que tiene tres electrones menos que protones, es decir, 23. 
El ion Pd
+4
 tiene carga +4, por lo que tiene cuatro electrones menos que protones, es decir, 42. 
El orden de llenado es en orden creciente de números (n+l), y para valores iguales de éstos, se llena antes el de 
menor número n. 
Teniendo en cuenta todo lo anterior, podemos escribir las configuraciones siguientes: 
42610262622-4
3262622-3
622-2
62622-
4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)e 42 y p 4646(Z Pd
3d4s3p3s2p2s1s)e 23 y p 2626(Z Fe
2p2s1s)e 10 y p 1212(Z Mg
3p3s2p2s1s)e 18 y p 1919(Z K
 
22 Indica a qué átomos neutros corresponden las siguientes configuraciones electrónicas: 
a) 1s
2
2s
2
 b) 1s
2
2s
2
2p
4 
c) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
 d) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
 
 
a) Esta configuración incluye 4 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 4 protones, es decir, el que 
tenga número atómico Z = 4, quecorresponde al berilio (Be). 
b) Esta configuración incluye 8 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 8 protones, es decir, el que 
tenga número atómico Z = 8, que corresponde al oxígeno (O). 
c) Esta configuración incluye 11 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 11 protones, es decir, el 
que tenga número atómico Z = 11, que corresponde al sodio (Na). 
d) Esta configuración incluye 18 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 18 protones, es decir, el 
que tenga número atómico Z = 18, que corresponde al argón (Ar). 
 
23 Indica a qué átomos neutros corresponden las siguientes configuraciones electrónicas: 
a) 1s
2
2s
2
2p b) 1s
2
2s
2
2p
5 
c) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2 
d) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
2
 
 
a) La configuración 1s
2
2s
2
2p incluye 5 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 5 protones, es decir, 
el que tenga número atómico Z = 5, que corresponde al boro (B). 
b) La configuración 1s
2
2s
2
2p
5
 incluye 9 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 9 protones, es 
decir, el que tenga número atómico Z = 9, que corresponde al flúor (F). 
c) La configuración 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
 incluye 20 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 20 
protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 20, que corresponde al calcio (Ca). 
d) La configuración 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
2
 incluye 25 electrones, por lo que el átomo neutro será el que tiene 25 
protones, es decir, el que tenga número atómico Z = 25, que corresponde al manganeso (Mn). 
 
24 Indica a qué iones mononegativos corresponden las siguientes configuraciones electrónicas: 
a) 1s
2
2s
2 
b) 1s
2
2s
2
2p
4 
c) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1 
d) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
 
 
Los iones mononegativos que pueden tener estas configuraciones serán los que tienen una unidad menos de 
número atómico, pues habrían ganado un electrón. 
a) La configuración 1s
2
2s
2
 incluye 4 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta configuración 
es el que tiene 3 protones, es decir, el de número atómico Z = 3, que corresponde al litio (Li
-
). 
b) La configuración 1s
2
2s
2
2p
4
 incluye 8 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta 
configuración es el que tiene 7 protones, es decir, el de número atómico Z = 7, que corresponde al nitrógeno (N
-
). 
c) La configuración 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
 incluye 11 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta 
configuración es el que tiene 10 protones, es decir, el de número atómico Z = 10, que corresponde al neón (Ne
-
). 
d) La configuración 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
 incluye 18 electrones, por lo que el ion mononegativo que se ajusta a esta 
configuración es el que tiene 17 protones, es decir, el de número atómico Z = 17, que corresponde al cloro (Cl
-
). 
4 
 
 
 
25 Escribe la estructura electrónica de los elementos F (Z = 9) y Na (Z = 11) por medio de la notación de 
subniveles energéticos. 
 
Primero se escriben las configuraciones electrónicas y después se distribuyen los electrones en los subniveles 
energéticos colocándolos según el criterio de Pauli: “No puede haber más de dos electrones en cada subnivel 
energético”. 
a) Para el flúor: 
522 2p2s1s)9(Z F 
 
 
b) Para el sodio:
1622 3s2p2s1s11)(Z Na 
 
 
 
26 Escribe la estructura electrónica de los elementos Be (Z = 4) y Cl (Z = 17) por medio de la notación de 
subniveles energéticos. 
 
Solución: 
Primero se escriben las configuraciones electrónicas y después se distribuyen los electrones en los subniveles 
energéticos colocándolos según el criterio de Pauli: “No puede haber más de dos electrones en cada subnivel 
energético”. 
a) Para el berilio:
222s1s)4(Z Be 
 
 
b) Para el cloro
52622 3p3s2p2s1s17)(Z Cl :
 
5 
 
 
 
27 ¿Cómo están colocados los elementos en el sistema periódico? 
 
Se colocan por orden creciente de su número atómico, de modo que en una misma columna estén colocados 
aquellos elementos que posean propiedades químicas similares. Las columnas de la tabla se denominan grupos, y 
las filas, períodos. 
 
28 ¿Qué similitudes existen entre átomos del mismo grupo? ¿Y entre los del mismo período? 
 
Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares, pues todos poseen el mismo número de 
electrones en su capa más externa. 
Los elementos del mismo período tienen el mismo número cuántico principal en su capa más externa, es decir, el 
mismo nivel de energía. 
 
29 Explica cuáles de estas afirmaciones son correctas y cuáles son falsas: 
a) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando pierde protones en el núcleo. 
b) Un átomo se transforma en su ion positivo cuando pierde electrones en su corteza. 
c) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando pierde electrones en la corteza. 
d) Un átomo se transforma en su ion positivo cuando gana protones en el núcleo. 
e) Un átomo se transforma en su ion negativo cuando gana electrones en la corteza. 
 
a) Falso. 
b) Correcto. A ese átomo con defecto de electrones en su corteza se le denomina catión. 
c) Falso. 
d) Falso. 
e) Correcto. A ese átomo con exceso de electrones en su corteza se le denomina anión. 
 
30 Relaciona los siguientes tipos de elementos de la tabla periódica con sus correspondientes características, 
según su facilidad para perder o ganar electrones: 
a) No metales 1) Se transforman fácilmente en iones positivos. 
b) Inertes 2) Se transforman con dificultad en iones positivos. 
c) Semimetales 3) Se transforman fácilmente en iones negativos. 
d) Metales 4) No forman iones de ningún tipo. 
 
a) No metales 3) Se transforman fácilmente en iones negativos. 
b) Inertes 4) No forman iones de ningún tipo. 
c) Semimetales 2) Se transforman con dificultad en iones positivos. 
d) Metales 1) Se transforman fácilmente en iones positivos. 
 
 
31 Relaciona los siguientes elementos de la tabla periódica con su correspondiente configuración electrónica: 
a) Gas noble 1) 6s
2
5d
10
4f
6 
b) Metal de transición 2) 5s
2
5p
4
 
c) Metal de transición interna 3) 1s
2
 
d) Elemento representativo 4) 4s
2
3d
1
 
 
a) Gas noble 3) 1s
2
 
b) Metal de transición 4) 4s
2
3d
1
 
c) Metal de transición interna 1) 6s
2
5d
10
4f
6 
d) Elemento representativo 2) 5s
2
5p
4
 
6 
 
 
32 Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas: 
a) El helio no es un gas noble, pues la configuración electrónica de su capa de valencia no es ns
2
 np
6
. 
b) Los gases nobles son los elementos que tienen los subniveles s y p llenos. 
c) Los elementos representativos apenas participan en reacciones químicas. 
d) La configuración electrónica de la capa de valencia de los gases nobles es ns
2
 np
6
. 
e) Los gases nobles son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital s o en un orbital p. 
f) Los elementos representativos forman el grupo B del sistema periódico. 
 
a) Falso, el helio es una excepción respecto al resto de los gases nobles, pues para n = 1 no existen orbitales p. 
b) Cierto. 
c) Falso, los gases nobles son los que apenas participan en reacciones químicas. 
d) Cierto. 
e) Falso, esta característica corresponde a los elementos representativos. 
f) Falso, los elementos representativos forman el grupo A del sistema periódico. 
 
 
33 Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas: 
a) Los elementos representativos tienen una configuración electrónica de la capa de valencia del tipo: ns
2
 
(n-1)d
10
 (n-2)f
x
 (x = 1, 2,…, 14) 
b) Los gases nobles pueden incluirse en el grupo de los elementos representativos. 
c) Los metales de transición son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbitald. 
d) Los metales de transición interna son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital d. 
e) Los metales de transición interna tienen una configuración electrónica de la capa de valencia del tipo 
siguiente: ns
2
 (n-1)d
10
 (n-2)f
x
 (x = 1, 2,…, 14). 
f) Los metales de transición forman el grupo A del sistema periódico. 
 
a) Falso, pues su configuración electrónica más externa es del tipo: ns
x
 (x = 1, 2) o np
x
 (x = 1, 2,…, 6). 
b) Cierto. 
c) Cierto. 
d) Falso, los metales de transición interna son los que su último electrón se aloja en un orbital f. 
e) Cierto. 
f) Falso, los metales de transición forman el grupo B del sistema periódico. 
 
34 Indica y explica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son falsas: 
a) Los metales de transición interna son los elementos que tienen los subniveles s y p llenos. 
b) Los metales de transición interna se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales f. 
c) La configuración electrónica de la capa de valencia de los metales de transición es ns
2
 np
6
. 
d) Los metales de transición se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales p. 
e) Los metales de transición interna pueden incluirse en el grupo de los elementos representativos. 
f) Los metales de transición interna son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital f. 
 
a) Falso, esta característica corresponde a los gases nobles. 
b) Cierto. 
c) Falso, esta configuración electrónica corresponde a los gases nobles. 
d) Falso, los metales de transición se caracterizan porque con ellos se van llenando orbitales d. 
e) Falso, los elementos representativos tienen una configuración electrónica externa del tipo: ns
x
 (x = 1, 2) o np
x
 (x 
= 1, 2,…, 6). 
f) Cierto. 
 
35 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: litio (Z = 
3), manganeso (Z = 25), aluminio (Z = 13) y titanio (Z = 22). ¿Cuáles de ellos son elementos representativos? 
 
2262622
12622
5262622
12
3d4s3p3s2p2s1s)22(Z Ti
3p3s2p2s1s)13(Z Al
3d4s3p3s2p2s1s)25(Z Mn
2s1s)3(Z Li
 
Son elementos representativos el litio y el aluminio, pues tienen su último electrón en un orbital s o en un orbital p. 
 
36 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: berilio (Z 
= 4), neón (Z = 10), fósforo (Z = 15) y circonio (Z = 40). ¿Cuáles de ellos son gases nobles? 
 
7 
 
Solución: 
22610262622
32622
622
22
4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)40(Z Zr
3p3s2p2s1s)15(Z P
2p2s1s)10(Z Ne
2s1s)4(Z Be
 
El único gas noble es el neón, pues es el único elemento que tiene los subniveles s y p llenos. 
 
37 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: sodio (Z 
= 11), argón (Z = 18), carbono (Z = 6) y hierro (Z = 26) ¿Cuáles de ellos son metales de transición? 
 
6262622
222
62622
1622
3d4s3p3s2p2s1s)26(Z Fe
2p2s1s)6(Z C
3p3s2p2s1s)18(Z Ar
3s2p2s1s)11(Z Na
 
El único metal de transición es el hierro, pues tiene su último electrón en un orbital d. 
 
38 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: uranio (Z 
= 92), boro (Z = 5), escandio (Z = 21) y cerio (Z = 58). ¿Cuáles de ellos son metales de transición interna? 
 
1126102610262622
1262622
122
3126101426102610262622
4f5d6s5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)58(Z Ce
3d4s3p3s2p2s1s)21(ZSc 
2p2s1s)5(Z B
5f6d7s6p5d4f6s5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)92(Z U
 
Son metales de transición interna el uranio y el cerio, pues tienen su último electrón en un orbital f. 
 
39 Escribir las configuraciones electrónicas, así como las fórmulas, de los iones más estables que pueden 
formar el berilio, el flúor, el sodio y el selenio, cuyas configuraciones electrónicas son: 
a) Be: 1s
2
2s
2 
b) F: 1s
2
2s
2
2p
5 
c) Na: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1 
d) Se: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
4
 
 
Las configuraciones electrónicas más estables son las de tipo gas noble. Así pues: 
a) El berilio (Be) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo 2 electrones. Formará, pues, iones 
Be
+2
, cuya configuración electrónica será: 1s
2
 (igual que la del helio). 
b) El flúor (F) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando 1 electrón. Formará, pues, iones F
-
, 
cuya configuración electrónica será: 1s
2
2s
2
2p
6
 (igual que la del neón). 
c) El sodio (Na) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo 1 electrón. Formará, pues, iones 
Na
+
, cuya configuración electrónica será: 1s
2
2s
2
2p
6
 (igual que la del neón). 
d) El selenio (Se) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando 2 electrones. Formará, pues, iones 
Se
-2
, cuya configuración electrónica será: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
 (igual que la del criptón). 
 
40 Escribir las configuraciones electrónicas, así como las fórmulas, de los iones más estables que pueden 
formar el magnesio, el azufre, el rubidio y el bromo, cuyas configuraciones electrónicas son: 
a) Mg: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2 
b) S: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4 
c) Rb: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
1
 
d) Br: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
5 
 
Las configuraciones electrónicas más estables son las de tipo gas noble. Así pues: 
a) El magnesio (Mg) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo 2 electrones. Formará, pues, 
iones Mg
+2
, cuya configuración electrónica será: 1s
2
2s
2
2p
6
 (igual que la del neón). 
b) El azufre (S) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando 2 electrones. Formará, pues, iones S
-
2
, cuya configuración electrónica será: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
 (igual que la del argón). 
c) El rubidio (Rb) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble perdiendo 1 electrón. Formará, pues, iones 
Rb
+
, cuya configuración electrónica será: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
 (igual que la del criptón). 
d) El bromo (Br) adquiere configuración electrónica de tipo gas noble ganando 1 electrón. Formará, pues, iones Br-, 
cuya configuración electrónica será: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
 (igual que la del criptón). 
8 
 
 
 
41 Halla el número atómico y el símbolo de los siguientes iones, así como el período al que pertenecen: 
a) Un ion dipositivo X
+2
, cuya configuración electrónica es 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
 
b) Un ion monopositivo Y
+1
, cuya configuración electrónica es 1s
2
 
 
a) Este ion posee 18 electrones. Dado que tiene una carga neta de +2, el átomo neutro debe tener 20 protones. Por 
tanto su número atómico será Z = 20; es decir, se trata del calcio, cuyo símbolo es Ca. 
Pertenece al 4º período, pues los dos electrones que le faltan para ser un átomo neutro deberían colocarse en el 
orbital siguiente, por orden energético, al 3p (que está completo). Dicho orbital es el 4s, cuyo número cuántico 
principal es n = 4 y, por tanto, corresponde al 4º período. 
b) Este ion posee 2 electrones. Dado que tiene una carga neta de +1, el átomo neutro debe tener 3 protones. Por 
tanto su número atómico será Z = 3; es decir, se trata del litio, cuyo símbolo es Li. 
Pertenece al 2º período, pues el electrón que le falta para ser un átomo neutro debería colocarse en el orbital 
siguiente, por orden energético, al 1s (que está completo). Dicho orbital es el 2s cuyo número cuántico principal es 
n = 2 y, por tanto, corresponde al 2º período. 
 
42 Halla el número atómico y el símbolo de los siguientes iones, así como el período al que pertenecen: 
a) Un ion dinegativo X
-2
, cuya configuración electrónica es 1s
2
2s
2
2p
6
 
b) Un ion mononegativo Y
-1
, cuya configuración electrónica es 1s
2 
 
a) Este ion posee 10 electrones. Dado que tiene una carga neta de -2, el átomo neutro debe tener 8 protones. Por 
tanto su número atómico será Z = 8; es decir, se trata del oxígeno,cuyo símbolo es O. 
Pertenece al 2º período, pues la última capa ocupada es la segunda. 
b) Este ion posee 2 electrones. Dado que tiene una carga neta de -1, el átomo neutro debe tener 1 protón. Por 
tanto su número atómico será Z = 1; es decir, se trata del hidrógeno, cuyo símbolo es H. 
Pertenece al 1
er
 período, pues la última capa ocupada es la primera. 
 
43 ¿Qué favoreció el estudio del sistema periódico y permitió demostrar la similitud entre elementos de un 
mismo grupo? 
 
La introducción del concepto de orbital por la mecánica cuántica permitió comprobar las similitudes de los 
elementos que pertenecían a un mismo grupo. 
 
44 ¿Qué similitudes existen entre las configuraciones electrónicas de los elementos de un mismo grupo? 
 
Todos los elementos de un mismo grupo poseen configuraciones electrónicas en las que el número de electrones 
que hay en la última capa es el mismo. Además, dichos electrones se alojan en orbitales del mismo tipo. 
 
45 ¿Cómo se denomina a la capa más externa de un elemento? 
 
La capa más externa de un elemento se denomina capa de valencia. 
 
46 ¿Cómo se denomina a los electrones de un elemento que están alojados en la capa más externa? 
 
Los electrones de un elemento que están alojados en la capa más externa se conocen como electrones de 
valencia. 
 
47 ¿En qué se parecen los átomos de un mismo grupo? 
 
Los átomos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, pues todos poseen el mismo número de 
electrones en su capa de valencia; es decir, poseen los mismos electrones de valencia. 
 
48 ¿Con qué se relacionan las propiedades químicas de un elemento? 
 
Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más 
externa. 
 
49 ¿Qué elementos forman el grupo 1 (IA) del sistema periódico?, ¿cuál es su configuración electrónica más 
externa?, ¿cuántos electrones de valencia tienen? y ¿qué nombre recibe este grupo de elementos? 
 
Solución: 
Los elementos que forman el grupo IA del sistema periódico son: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), 
cesio (Cs) y francio (Fr). La configuración electrónica más externa es ns
1
. Todos tienen 1 electrón de valencia. 
Pertenecen al grupo de los metales alcalinos. 
 
9 
 
50 ¿Qué elementos forman el grupo VIIA (17) del sistema periódico?, ¿cuál es su configuración electrónica 
más externa?, ¿cuántos electrones de valencia tienen? y ¿qué nombre recibe este grupo de elementos? 
 
Los elementos que forman el grupo VIIA del sistema periódico son: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), y 
astato (At). La configuración electrónica más externa es ns
2
 np
5
. Todos tienen 7 electrones de valencia. Pertenecen 
al grupo de los halógenos. 
 
51 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: berilio (Z 
= 4), magnesio (Z = 12), calcio (Z = 20) y bario (Z = 56) y razona a qué grupo pertenecen. 
 
26102610262622
262622
2622
22
6s5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)56(Z Ba
4s3p3s2p2s1s)20(Z Ca
3s2p2s1s)12(Z Mg
2s1s)4(Z Be
 
Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo IIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen 2 electrones 
de valencia, siendo su configuración más externa: ns
2
. Éste es el grupo de los llamados alcalino-térreos. 
 
52 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: flúor (Z = 
9), cloro (Z = 17), bromo (Z = 35) y yodo (Z = 53) y razona a qué grupo pertenecen. 
 
5102610262622
510262622
52622
522
5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)53(Z I
4p3d4s3p3s2p2s1s)35(Z Br
3p3s2p2s1s)17(Z Cl
2p2s1s)9(Z F
 
Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo VIIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen 7 electrones 
de valencia, siendo su configuración más externa: ns
2
 np
5
. Este es el grupo de los llamados halógenos. 
 
53 Escribir, por orden de energía de los orbitales, las configuraciones electrónicas de los elementos: oxígeno 
(Z = 8), azufre (Z = 16), selenio (Z = 34) y telurio (Z = 52) y razona a qué grupo pertenecen. 
 
4102610262622
410262622
42622
422
5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s)52(Z Te
4p3d4s3p3s2p2s1s)34(Z Se
3p3s2p2s1s)16(Z S
2p2s1s)8(Z O
 
Todos ellos son elementos que pertenecen al grupo VIA del sistema periódico, pues todos ellos tienen 6 electrones 
de valencia, siendo su configuración más externa: ns
2
 np
4
. Este es el grupo de los llamados anfígenos. 
 
54 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce 
cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo período, indicando los electrones de valencia, así 
como el nombre y símbolo de cada uno de ellos. 
T: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
 
X: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3
 
Y: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
 
Z: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
3 
 
Pertenecerán al mismo grupo los que tengan la misma configuración electrónica en su capa de valencia; y al 
mismo período, los que tengan el mismo número cuántico principal n. 
Siguiendo este criterio: 
T e Y pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns
2
. Ambos tienen 2 
electrones de valencia. 
X y Z pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns
2
 np
3
. Ambos 
tienen 5 electrones de valencia. 
Por otro lado: 
T y X pertenecen al mismo período, el 3º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 3. 
10 
 
Y y Z pertenecen al mismo período, el 4º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 4. 
Al ser átomos neutros, el número de electrones coincide con el de protones, y por tanto, con el número atómico. 
Así podremos identificar cada uno de ellos. 
T: tiene 12 e
-
 y 12 p
+
, por tanto, Z = 12: corresponde al magnesio (Mg). 
X: tiene 15 e
-
 y 15 p
+
, por tanto, Z = 15: corresponde al fósforo (P). 
Y: tiene 20 e
-
 y 20 p
+
, por tanto, Z = 20: corresponde al calcio (Ca). 
Z: tiene 33 e
-
 y 33 p
+
, por tanto, Z = 33: corresponde al arsénico (As). 
 
 
55 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce 
cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo período, indicando los electrones de valencia, así 
como el nombre y símbolo de cada uno de ellos. 
T: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1
 
X: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4
 
Y: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
1
 
Z: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
4 
 
Pertenecerán al mismo grupo los que tengan la misma configuración electrónica en su capa de valencia; y al 
mismo período, los que tengan el mismo número cuántico principal n. 
Siguiendo este criterio: 
T e Y pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns
2
 np
1
. Ambos 
tienen 3 electrones de valencia. 
X y Z pertenecen al mismo grupo, ya que su configuración en la capa de valencia es la misma: ns
2
 np
4
. Ambos 
tienen 6 electrones de valencia. 
Por otro lado: 
T y X pertenecen al mismo período, el 3º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 3. 
Y y Z pertenecen al mismo período, el 4º, pues ambos tienen el mismo número cuántico principal, n = 4. 
Al ser átomos neutros, el número de electrones coincide con el de protones, y por tanto, con el número atómico. 
Así podremos identificar cada uno de ellos. 
T: tiene 13 e
-
 y 13 p
+
, por tanto, Z = 13: corresponde al aluminio (Al). 
X: tiene 16 e
-
 y 16 p
+
, por tanto, Z = 16: corresponde al azufre (S). 
Y: tiene 31 e
-
 y 31 p
+
, por tanto, Z = 31: corresponde al galio (Ga). 
Z: tiene 34 e
-
 y 34 p
+
, por tanto, Z = 34: corresponde al selenio (Se). 
 
 
56 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce 
cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalinos, cuáles al grupo de los térreos y cuáles al grupo de los 
gases nobles. 
Q: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6R: 1s
2
2s
1
 
T: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1 
X: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
 
Y: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
1 
Z: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6 
 
El grupo de los metales alcalinos es el grupo IA y su configuración electrónica más externa es ns
1
. Por tanto, a este 
grupo pertenecerán los elementos R y X. 
El grupo de los térreos es el grupo IIIA y su configuración electrónica más externa es ns
2
 np
1
. Por tanto, a este 
grupo pertenecerán los elementos T e Y. 
El grupo de los gases nobles es el grupo VIIIA y su configuración electrónica más externa es ns
2
 np
6
. Por tanto, a 
este grupo pertenecerán los elementos Q y Z. 
 
57 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce 
cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalino-térreos, cuáles al grupo de los carbonoideos y cuáles al 
grupo de los halógenos. 
Q: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
2 
R: 1s
2
2s
2
 
T: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5 
X: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
 
Y: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
2 
Z: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
5 
 
El grupo de los metales alcalino-térreos es el grupo IIA y su configuración electrónica más externa es ns
2
. Por 
tanto, a este grupo pertenecerán los elementos R y X. 
El grupo de los carbonoideos es el grupo IVA y su configuración electrónica más externa es ns
2
 np
2
. Por tanto, a 
este grupo pertenecerán los elementos Q e Y. 
El grupo de los halógenos es el grupo VIIA y su configuración electrónica más externa es ns
2
 np
5
. Por tanto, a este 
grupo pertenecerán los elementos T y Z 
 
 
58 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce 
cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalino-térreos, cuáles al grupo de los carbonoideos y cuáles al 
11 
 
grupo de los halógenos. 
Q: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
2 
R: 1s
2
2s
2 
T: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
 
X: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2 
Y: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
2 
 Z: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
5 
 
El grupo de los metales alcalino-térreos es el grupo IIA y su configuración electrónica más externa es ns
2
. Por 
tanto, a este grupo pertenecerán los elementos R y X. 
El grupo de los carbonoideos es el grupo IVA y su configuración electrónica más externa es ns
2
 np
2
. Por tanto, a 
este grupo pertenecerán los elementos Q e Y. 
El grupo de los halógenos es el grupo VIIA y su configuración electrónica más externa es ns
2
 np
5
. Por tanto, a este 
grupo pertenecerán los elementos T y Z 
 
 
59 El Praseodimio (Pr) está formado, en la naturaleza, por tres isótopos de masas 140,7245 u; 135,0439 u y 
138,0506 u. La abundancia relativa a cada uno es 99,37 %; 0,0023 % y 0,689 %, respectivamente. Con estos 
datos calcula la masa del Praseodimio. 
 
Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes: 
u 79,140
100
689,00506,1380023,00439,13537,99140,7245
(Pr) M
100
%A%A%A
(Pr) M
at
332211
at
 
 
60 El Uranio está formado, en la naturaleza, por tres isótopos de masas 234,0409 u; 235,0439 u y 238,0508 u. 
La abundancia relativa a cada uno es 0,0057 %; 0,72 % y 99,27 %, respectivamente. Con estos datos calcula 
la masa atómica del Uranio. 
 
Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes: 
 
u 02,382
100
27,990508,23872,0,04392350057,0234,0409
(U) M
100
%A%A%A
(U) M
at
332211
at
 
 
61 
El Cloro tiene dos isótopos: el 75,53 % de los átomos de una muestra son de 
Cl
35
17
, cuya masa es de 
34,96885 u, y el 24,47 % restante son de 
Cl
37
17
, de masa 36,96590 u. Calcular el peso atómico del cloro. 
 
Para calcular la masa atómica se realiza la media ponderada de los isótopos presentes: 
u 35,45
100
24,4736,9659075,5334,96885
100
%A%A
(Cl) M 2211at
 
 
62 Completar la tabla siguiente consultando la tabla periódica: 
 
Elemento Z A Nº protones Nº Neutrones Nº electrones Notación 
 Au
197
79
 
fósforo 30 
 
 18 21 
 
 20 19 
 
 29 36 
 
 
359
27 Co
 
 
Teniendo en cuenta que A = Z + N, y que la carga iónica es igual a la carga aportada por los electrones más la 
aportada por los protones: 
12 
 
 
Elemento Z A Nº protones Nº Neutrones Nº electrones Notación 
oro 79 197 79 118 79 Au
197
79
 
fósforo 15 30 15 15 15 P
30
15
 
argón 18 39 18 21 18 Ar
39
18
 
potasio 19 39 19 20 19 K
39
19
 
cobre 29 65 29 36 29 Cu
65
29
 
cobalto 27 59 27 32 24 
359
27 Co
 
 
 
63 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de 
los siguientes aniones: 
331
15
216
8
180
35
-135
17 P; O;Br; Cl
 
-135
17 Cl
 
Número átomico (Z) = 17 protones 
Número másico (A) = 35 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 18 neutrones 
Carga iónica = -12 nº de electrones = nº de protones + = 18 electrones 
 
180
35 Br
 
Número átomico (Z) = 35 protones 
Número másico (A) = 80 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 45 neutrones 
Carga iónica = -1 nº de electrones = nº de protones + 1 = 36 electrones 
 
216
8 O
 
Número átomico (Z) = 8 protones 
Número másico (A) = 16 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 8 neutrones 
Carga iónica = -2 nº de electrones = nº de protones + 2 = 10 electrones 
 
331
15 P 
 
Número átomico (Z) = 15 protones 
Número másico (A) = 31 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 16 neutrones 
Carga iónica = -3 nº de electrones = nº de protones + 3 = 18 electrones 
 
 
64 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de 
los siguientes cationes: 
139
19
29
4
327
13
256
26 K ;Be; Al; Fe
 
256
26 Fe
 
Número átomico (Z) = 26 protones 
Número másico (A) = 56 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 30 neutrones 
Carga iónica = +2 nº de electrones = nº de protones - 2 = 24 electrones 
 
327
13 Al
 
Número átomico (Z) = 13 protones 
Número másico (A) = 27 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 14 neutrones 
13 
 
Carga iónica = +3 nº de electrones = nº de protones - 3 = 10 electrones 
 
29
4Be
 
Número átomico (Z) = 4 protones 
Número másico (A) = 9 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 5 neutrones 
Carga iónica = +2 nº de electrones = nº de protones - 2 = 2 electrones 
 
139
19 K 
 
Número átomico (Z) = 19 protones 
Número másico (A) = 39 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 20 neutrones 
Carga iónica = +1 nº de electrones = nº de protones - 1 = 18 electrones 
 
65 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de 
los siguientes átomos: 
I;Sc; Mg; Rb;
127
53
45
21
24
12
85
37
 
Rb8537
 
Número átomico (Z) = 37 protones 
Número másico (A) = 85 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 48 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 37 electrones 
 
Mg2412
 
Número átomico (Z) = 12 protones 
Número másico (A) = 24 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 12 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 12 electrones 
 
Sc4521
 
Número átomico (Z) = 21 protones 
Número másico (A) = 45 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 24 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 21 electrones 
 
I12753
 
Número átomico (Z) = 53 protones 
Número másico (A) = 127 
A =Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 74 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 53 electrones 
 
66 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de 
los siguientes átomos: 
CB; As; Li;
12
6
10
5
75
33
7
3
 
Li73
 
Número átomico (Z) = 3 protones 
Número másico (A) = 7 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 3 electrones 
 
As7533
 
Número átomico (Z) = 33 protones 
Número másico (A) = 75 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 42 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 33 electrones 
 
14 
 
B105
 
Número átomico (Z) = 5 protones 
Número másico (A) = 10 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 5 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 5 electrones 
 
C126
 
Número átomico (Z) = 6 protones 
Número másico (A) = 12 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 6 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 6 electrones 
 
 
67 Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de 
los siguientes átomos: 
CB; As; Li;
12
6
10
5
75
33
7
3
 
Li73
 
Número átomico (Z) = 3 protones 
Número másico (A) = 7 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 4 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 3 electrones 
 
As7533
 
Número átomico (Z) = 33 protones 
Número másico (A) = 75 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 42 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 33 electrones 
 
B105
 
Número átomico (Z) = 5 protones 
Número másico (A) = 10 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 5 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 5 electrones 
 
C126
 
Número átomico (Z) = 6 protones 
Número másico (A) = 12 
A = Z + N Número de neutrones (N) = A - Z = 6 neutrones 
Como es neutro nº de electrones = nº de protones = 6 electrones 
 
 
68 La configuración electrónica de un elemento es: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
. Indica si se trata de un metal o de un no 
metal, a qué grupo del sistema periódico pertenece, su símbolo, un elemento con mayor energía de 
ionización y otro con menor que él. 
 
La configuración de la capa de valencia, 3s
2
3p
5
, nos muestra su posición en la tabla. Pertenece al 3er período, 
indicado por n = 3, y al grupo VIIA, indicado por los 7 electrones de valencia. Por tanto, se trata de un no metal: el 
cloro (Cl). 
Dos elementos con mayor y con menor energía de ionización que él pueden ser el flúor y bromo respectivamente. 
 
69 Ordena de mayor a menor potencial de ionización los siguientes elementos: Na, Al, Zn, Ga, N, S, P y O. 
 
Teniendo en cuenta que la energía de ionización de los no metales es superior a la de los metales, que disminuye 
al aumentar el período y que aumenta al avanzar dentro de un mismo período (de izquierda a derecha), el orden 
pedido es: O > N > S > P > Al > Ga > Zn > Na. 
 
70 K
+
, Ca
+2
, Cl
-
, S
-2
 y Ar tienen el mismo número de electrones. Los números atómicos de sus átomos neutros 
son: K (Z =19), Ca (Z =20), Cl (Z =17), S (Z =16) y Ar (Z =18). Ordénalos, según su radio atómico, de mayor a 
menor. 
15 
 
Solución: 
Al tener el mismo número de electrones, el radio atómico dependerá de la atracción que ejerzan los respectivos 
núcleos sobre estos electrones. Cuanto más positivo sea el núcleo, menor será el átomo o ion. Por tanto, el orden 
es: 
S
-2
 > Cl
-
 > Ar > K
+
 > Ca
+2
 
 
71 Ordena en orden de electronegatividad decreciente los siguientes átomos: Mg, B, C, F, O, N y Na. 
 
B, C, N, O y F son elementos no metálicos del 2º período. Su electronegatividad crece de izquierda a derecha del 
período, desde el B hasta el F, que es el más electronegativo de todos los elementos. Na y Mg son elementos 
metálicos del siguiente período. Sus electronegatividades son menores que las de los anteriores elementos, y la del 
magnesio es mayor que la del sodio por estar situado más a la derecha que éste. Por tanto, el orden pedido es: F > 
O > N > C > B > Mg > Na. 
 
72 Explica las variaciones de electronegatividad y de radio atómico de los elementos del cuarto período. 
 
El radio atómico disminuye desde K (Z = 19) hasta Br (Z = 35). En el último elemento del período se produce un 
aumento del radio debido a que adquiere una configuración electrónica completa, teniendo en cuenta, además, que 
los radios atómicos de los gases nobles, que no se unen a otros átomos, son difíciles de comparar con los radios 
del resto de los elementos. La variación es mucho más acusada entre los elementos normales (K, Ca, Ga, Ge, As, 
Se y Br) que entre los elementos de transición ya que, en éstos, el electrón diferenciador se añade a un orbital 
interno y no se debe esperar que afecte en gran medida al radio. Al pasar del Zn al Ga, se produce un aumento 
brusco del radio, pues se inicia la disposición de electrones en los orbitales 4p, externos a los 3d, llenados por los 
elementos de transición. 
 
73 Ordena de mayor a menor energía de ionización las siguientes especies H, Li, Li
+2
. Los números atómicos 
de sus átomos neutros son: H (Z =1) y Li (Z =3). 
 
El ion Li
+2
 mostrará mayor resistencia a perder su único electrón que el H, ya que, aún teniendo ambos un solo 
electrón en un orbital 1s, el del Li
+2
 está bajo la atracción de un núcleo con tres protones, mientras que el del H está 
bajo la atracción de un único protón. 
En cambio, Li puede perder más fácilmente un electrón que H, puesto que se trata de un electrón 2s y estará más 
alejado del núcleo que un electrón 1s, como corresponde al único electrón del ion Li
+2
. 
Por tanto, el orden es: Li
+2
 > H > Li 
 
 
74 Dados: ion cloruro, ion sodio y neón. 
a) Escribe su configuración electrónica. 
b) Justifica cuál tendrá un radio mayor. 
c) Razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón. 
Datos: Z(Cl) = 17; Z(Na) = 11; Z(Ne) = 10 
 
a) Las configuraciones electrónicas son: 
622
10
622
11
62622
17
2p2s1s:Ne
2p2s1s:Na
3p3s2p2s1s:Cl
 
b) El ion cloruro tendrá mayor radio, puesto que tiene electrones en la capa n = 3. Aunque el sodio neutro tenga un 
electrón en esa capa, y dentro de un mismo período los elementos con menor número atómico tengan un radio 
mayor, el ion sodio no tiene ese electrón, y por lo tanto su radio es menor. 
c) Será más fácil arrancarle un electrón al ion cloruro, por la razón anterior. 
 
75 Justifica la pequeña disminución correspondiente a la energía de ionización entre el nitrógeno (1 400 
kJ/mol) y el oxígeno (1 310 kJ/mol), y entre el berilio (900 kJ/mol) y el boro (799 kJ/mol). 
 
El N (1s
2
2s
2
2p
3
) presenta una estabilidad adicional al tener los orbitales 2p semillenos; en cambio, el O posee un 
electrón más (1s
2
2s
2
2p
4
) y la pérdida de éste será ligeramente más fácil. 
Del mismo modo, el Be (1s
2
2s
2
) presenta una estabilidad adicional al completar el orbital 2s, mientras que el B 
tiene su electrón diferenciador situado en un orbital 2p (1s
2
2s
2
2p
1
). 
 
 
 
 
16 
 
76 Sabiendo que las tres primeras energías de ionización, medidas en eV, del Na y del Mg son: 
 
 Na Mg 
EI1 5,1 7,6 
EI2 47,3 15,0 
EI3 71,7 80,1 
 
Explica razonadamente por qué: 
a) Para un mismo elemento aumentan las sucesivas energías de ionización. 
b) La mayor diferencia entre ellos ocurre en el sodio entre EI1 y EI2, mientras que en el magnesio ocurre 
entre EI2 y EI3. 
 
La energía de ionización es la energía necesaria que hay que comunicar a un átomo para arrancarle su electrón 
más externo. Por ello, tal y como indican los datos en cada caso, a medida que se van perdiendo electrones se 
produce un defecto de carga negativa, por lo que los electrones restantes están más fuertemente atraídos por los 
protones del núcleo y cuesta comparativamente más quitar el 2º electrón, luego el 3º, y así sucesivamente. 
b) Las mayoresdiferencias se producen, en ambos casos, cuando procedemos a quitar el electrón de cambio de 
capa, pues entonces disminuye la distancia al núcleo, por lo que la fuerza de atracción, que es inversamente 
proporcional al cuadrado de la distancia (según la ley de Coulomb), aumenta considerablemente, provocando un 
incremento mayor en los valores energéticos. Esto se produce al quitar el 2º electrón al sodio y el 3º al magnesio, 
pues en ambos casos pasamos de la 3ª capa a la 2ª. 
 
77 Explica por qué el hierro (Z = 26) tiene un radio atómico más pequeño que el escandio (Z = 21), aunque 
tiene más protones, más neutrones y más electrones. 
 
Las configuraciones electrónicas de ambos son: 
Fe (Z = 26): 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6 
Sc (Z = 21): 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
1
 
Ambos elementos pertenecen al 4º período de la tabla. Dentro de un mismo período, el radio atómico disminuye a 
medida que aumenta el número atómico (de izquierda a derecha). Esto es así porque los electrones que un 
elemento tiene de más, respecto a otros elementos anteriores, son colocados en orbitales de un mismo nivel e, 
incluso, en orbitales de niveles anteriores (orbitales d o f), de modo que el número mayor de electrones no 
corresponde a una mayor distancia de éstos al núcleo. Sin embargo, si que crece la fuerza con la que son atraídos 
por núcleos cada vez más positivos (con mayor número de protones) con lo que el radio atómico no sólo no 
aumenta, sino que disminuye. Éste es el caso del hierro y del escandio.