Ejercicios-solucion-teoria-11-15

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EJERCICIOS TEORÍA EXTREMADURA Y MADRID 
 
11 Extremadura – 2017/18 – Ordinaria – Opción A ejercicio 1. 
a) Escribir las configuraciones electrónicas de las siguientes especies: 
1) F- 
2) K+ 
3) Ar 
4) Ca2+ 
5) Fe 
b) Razonar las especies que tienen electrones desapareados. 
c) Razonar cuales de las anteriores especies son isoelectrónicas. 
Números atómicos, Z: F: 9; Ar: 18; K: 19; Ca: 20; Fe: 26. 
SOLUCIÓN: 
a) El principio de Aufbau nos indica el orden de llenado de los orbitales: 
𝟏𝒔𝟐 
𝟐𝒔𝟐 𝟐𝒑𝟔 
𝟑𝒔𝟐 𝟑𝒑𝟔 𝟑𝒅𝟏𝟎 
𝟒𝒔𝟐 𝟒𝒑𝟔 𝟒𝒅𝟏𝟎 𝟒𝒇𝟏𝟒 
𝟓𝒔𝟐 𝟓𝒑𝟔 𝟓𝒅𝟏𝟎 𝟓𝒇𝟏𝟒 
𝟔𝒔𝟐 𝟔𝒑𝟔 𝟔𝒅𝟏𝟎 
𝟕𝐬𝟐 𝟕𝐩𝟔 
𝐹−(𝑍 = 19 − 1): 1𝑠22𝑠22𝑝6 
𝐾+(𝑍 = 19 − 1 = 18): 1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝6 
𝐴𝑟(𝑍 = 18): 1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝6 
𝐶𝑎2+(20 − 2 = 18): 1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝6 
𝐹𝑒(𝑍 = 26): 1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝64𝑠23𝑑6 
b) El único que tiene electrones desapareados es el Fe porque no tiene su espín 
compensado por otro, ya que su capa d tiene esta pinta: 
↿⇂ ↿ ↿ ↿ ↿ 
c) Los elementos isoelectrónicos son los elementos con igual número de electrones, por lo 
tanto, la misma configuración electrónica. En este caso son isoelectrónicos: 
 
 
 
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- K+, Ar y Ca2+ 
 
12 Extremadura – 2017/18 – Extraordinaria – Opción B ejercicio 1. 
a) Expresar el significado de los cuatro números cuánticos y razonar los valores 
numéricos que pueden adoptar cada uno. 
b) De los siguientes conjuntos de números cuánticos, razonar cuáles son permitidos 
identificando el orbital al que pertenecen: 1) (4,2,0,+1); 2) (3,3,-3,-1/2); 3) (3,2,2,-1/2) 
4) (4,3,0,+1/2); 5) (3,2,-3,+1/2). 
SOLUCIÓN: 
a) 
Los números cuánticos se pueden entender como “herramientas” que se usan para describir 
un orbital determinado del átomo y al electrón (o electrones) que los ocupa. Los 3 primeros 
dan información acerca del orbital, y el 4º da información acerca del electrón o electrones que 
lo ocupan. Son los siguientes: 
- Número cuántico principal, n: Indica la capa o nivel de energía, se relaciona con el 
tamaño del orbital. Valores desde 1 hasta el 7. 
- Número cuántico secundario, l: Indica la subcapa o subnivel de energía, también nos 
indica la forma del orbital. Valores desde 0 hasta (n-1). 
o l=0  Orbital tipo s. 
o l=1Orbital tipo p. 
o l=2Orbital tipo d. 
o l=3Orbital tipo f. 
- Número cuántico magnético, m*: Indica las posibles orientaciones espaciales de los 
orbitales. Valores desde -l hasta +l. 
- Número cuántico magnético de espín, *s: Indica las dos posibles orientaciones que 
puede adoptar el campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo. 
Valores que puede tomar, +1/2 o -1/2. 
b) 
1) No permitido porque el número cuántico magnético de espín solo puede ser +1/2 o -
1/2 y no un número entero. 
2) No permitido porque el número l (3) solo va desde 0 hasta (n-1) y en este caso la n es 
un 3, como mucho podría ser un 2 y no un 3. 
3) Sí permitido, define un orbital 3p. 
4) Sí permitido, define un orbital 4f. 
5) No permitido porque el número cuántico magnético (3) puede ir desde -l a +l, en este 
caso l es igual a 2 por lo que podría estar entre -2 y +2 y el 3 no está en ese rango. 
 
 
 
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13 Extremadura – 2016/17 – Ordinaria – Opción A ejercicio 1. 
Los tres elementos E1, E2 y E3 tienen números atómicos consecutivos. El elemento E2 es 
argón (Z=18). 
a) Indicar el grupo de la tabla periódica en que se encuentran los elementos E1 y E3. 
Justificar cuál de los dos tendrá una mayor energía de ionización. 
b) Indicar el periodo (nivel) al que pertenecen los elementos E1 y E3. Justificar cuál de 
ambos presentará un menor radio atómico. 
c) ¿Cuál es el estado de oxidación más probable (según la regla del octeto) para los 
elementos E1 y E3? ¿Cómo cambia el radio de los iones resultantes respecto del radio 
atómico de los elementos E1 y E3? Justificar las respuestas. 
d) Proponer el compuesto más probable que se forme con E1 y E3, indicando el tipo de 
enlace que se formará. 
SOLUCIÓN: 
a) Dado que son números consecutivos E1 tendrá una Z = 16 y E3 una Z = 19. Si E2, Argón, 
está en el grupo 18, E1 estará en el grupo 17 y E3 en el grupo 1. La energía de 
ionización aumenta cuanto menor radio tienen los elementos, el que tiene menor 
radio es el E1 (tiene menos protones que el resto y a menor número de protones 
menor radio) por lo que será el que mayor energía de ionización tenga. 
b) El argón, E2, pertenece al periodo o nivel 3, por lo que E1 también pertenecerá al 
periodo 3 mientras que E3 pertenecerá al periodo 4. El que tiene menor radio atómico 
es E1 porque tiene menor Z y esto quiere decir menor número de protones, por lo que 
los electrones están más atraídos están los electrones al núcleo. 
c) 𝐸1(𝑍 = 17): 1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝5 
El estado de oxidación más probable para E1 será -1. Tendrá un radio iónico mayor a E1 sin 
valencia porque ha ganado un electrón. 
𝐸3(𝑍 = 19): 1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝64𝑠1 
El estado de oxidación más probable para E3 será +1. Tendrá un radio iónico menor a E3 sin 
valencia porque ha perdido un electrón. 
d) El compuesto más probable sería: E1E3 (KCl) y el enlace que se formaría entre ellos 
sería iónico (metal + no metal). 
 
 
 
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14 Extremadura – 2016/17 – Ordinaria – Opción B ejercicio 1. 
Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos: (2, 1, 2, +1/2); (3, 1, -1, +1/2); (2, 2, 1, -
1/2) y (3, 2, -2, +1/2): 
a) Expresar el significado de los cuatro números cuánticos. 
b) Razonar cuáles son permitidos y cuáles no. 
c) Explicar cuál de los permitidos se corresponde con un electrón en un orbital d. 
SOLUCIÓN: 
a) 
Los números cuánticos se pueden entender como “herramientas” que se usan para describir 
un orbital determinado del átomo y al electrón (o electrones) que los ocupa. Los 3 primeros 
dan información acerca del orbital, y el 4º da información acerca del electrón o electrones que 
lo ocupan. Son los siguientes: 
- Número cuántico principal, n: Indica la capa o nivel de energía, se relaciona con el 
tamaño del orbital. Valores desde 1 hasta el 7. 
- Número cuántico secundario, l: Indica la subcapa o subnivel de energía, también nos 
indica la forma del orbital. Valores desde 0 hasta (n-1). 
 l=0  Orbital tipo s. 
 l=1Orbital tipo p. 
 l=2Orbital tipo d. 
 l=3Orbital tipo f. 
- Número cuántico magnético, m*: Indica las posibles orientaciones espaciales de los 
orbitales. Valores desde -l hasta +l. 
- Número cuántico magnético de espín, *s: Indica las dos posibles orientaciones que 
puede adoptar el campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo. 
Valores que puede tomar, +1/2 o -1/2. 
b) El primer conjunto no permitido porque el número cuántico m*, 2 en este caso, solo 
puede ir desde -l a +l, en este caso solo podría ir desde -1 a 1. 
El segundo conjunto sí está permitido. 
El tercer conjunto no permitido porque el número cuántico l puede ir de 0 a n-1, no 
puede ser igual a n como lo es en este caso. 
El cuarto conjunto sí está permitido. 
c) Un orbital d, como mínimo tiene que estar en la capa 3, por lo que la n sería igual a 3, 
la l podría ir desde 0 hasta 2, es decir, podría ser 0, 1 o 2, la m podría ir desde -l a l, en 
este caso podría ser 0, -1, 1 (si la l es igual a 1), -2 o 2 (si la l es igual a 2) y el número 
cuántico de espín puede ser -1/2 o +1/2. El conjunto que puede cumplir con estas 
condiciones es el cuarto conjunto (3, 2, -2, +1/2). 
 
 
 
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15 Extremadura – 2016/17 – Extraordinaria – Opción A ejercicio 1. 
a) Enunciar los tres principios básicos para determinar la distribución electrónica de un 
átomo: de exclusión de Pauli, de mínima energía y de máxima multiplicidad de Hund. 
b) Mediante las correspondientes configuraciones electrónicas, razonar la valencia +1 
para el sodio, +2 para el calcio y -1 para el cloro. 
Números atómicos: Na =11, Cl = 17; Ca = 20. 
SOLUCIÓN: 
a) 
Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los 
valores de cuatro números cuánticos iguales. De este principio se deduce que cada orbital solo 
puede albergar, como máximo, dos electrones y estos electrones tendrán espines opuestos 
(apareados). 
Principio de mínima energía: Los electrones ocupan los orbitales disponibles de menor energía 
y, por tanto, de mayor estabilidad. 
Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando en un subnivel energético existen varios 
orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el máximo número de ellos y además, 
con espines paralelos. 
b) A 
𝑁𝑎+(𝑍 = 11 − 1 = 10): 1𝑠22𝑠22𝑝6 
Si el sodio pierde un electrón tendrá el orbital 2 lleno y será más estable. 
𝐶𝑎2+(𝑍 = 20 − 2 = 18): 1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝6 
El calcio, al perder dos electrones tendrá la capa 3p que es más estable que tener la capa 4s2 
llena. 
𝐶𝑙−(𝑍 = 17 + 1 = 18): 1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝6 
El cloro, al ganar un electrón, consigue llenar su capa 3p y ser más estable que sin ese electrón.