Ejercicios Redox



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La tabla periódica.

Cuestiones generales.

  1. Indica el nombre, símbolo, nombre del grupo a que pertenece y periodo de los elementos de números atómicos 3, 9, 16, 19, 38 y 51.

  2. a) Indica el nombre, símbolo y la configuración electrónica de los elementos de números atómicos 12, 15, 17 y 37; b) ¿cuántos electrones desapareados tiene cada uno de estos elementos en su estado fundamental. (Cuestión Selectividad Zaragoza Junio 1998).

  3. Un elemento neutro tienen la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s2 3p64s23d104p5. Di el nombre del elemento, del grupo y el periodo a que pertenece.

  4. ¿Cuál será la configuración electrónica de un elemento situado el grupo 10 y periodo 5?

  5. Escribe la configuración electrónica de la última capa de: a) el segundo alcalino-terreo; b) el tercer elemento del grupo 9; c) el selenio.

  6. Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p65s1. Explica razonadamente si las siguientes frases son verdaderas o falsas: a) X se encuentra en su estado fundamental; b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos; c) X pertenece al 5º periodo del sistema periódico; d) Si el electrón pasara desde el orbital 5s al 6s, emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el espectro de emisión. (Selectividad Zaragoza. Junio 1998).

Propiedades periódicas

  1. Las primeras energías de ionización (en eV/átomo) para una serie de átomos consecutivos en el sistema periódico son: 10,5; 11,8; 13,0; 15,8; 4,3; 6,1. Indica cuál de ellos será un halógeno, cuál un anfígeno, y cuál un alcalino.
    (1 eV = 1,6 · 10–19 J).


  2. a) Define energía (potencial) de ionización y escribe la ecuación que representa el proceso de ionización; b) Explica razonadamente porqué, para un mismo elemento, las sucesivas energías de ionización aumentan.. (Cuestión Selectividad Zaragoza Junio 1997).

  3. Ordena razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor a mayor: a) radio atómico; b) electronegatividad; c)  energía de ionización.

  4. Dos elementos presentan las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s 2s2p6; B: 1s 2s2p6 3s1 a) Si los valores de las energías de ionización son 2073 y 8695 kJ/mol, justifica cual será el valor asociado a cada elemento; b) ¿por qué el radio atómico y la energía de ionización presentan tendencias periódicas opuestas?

  5. a) Justifica el orden de los siguientes átomos (Ba, Cs, Cl, Ag, I, He) según su radio atómico, su energía de ionización y su afinidad electrónica. b) Explica qué iones son mayores y cuales menores que sus correspondientes átomos de los que proceden.

  6. Considere los elementos Be (Z=4), O (Z=8), Zn (Z=30) y Ar (Z=18). a) Según el principio de máxima multiplicidad o regla de Hund, ¿cuántos electrones desapareados presenta cada elemento en la configuración electrónica de su estado fundamental? b) En función de sus potenciales de ionización y afinidades electrónicas, indique los iones más estables que pueden formar y escriba sus configuraciones electrónicas. Justifique las respuestas. (Cuestión Selectividad. Previo 2000)

soluciones (La Tabla Periódica).



Z

Nombre

Símbolo

Grupo

Periodo

3

Litio

Li

Alcalinos (1)

2

9

Flúor

F

Halógenos (17)

2

16

Azufre

S

Anfígenos (16)

3

38

Estroncio

Sr

Alcalinotérreos (2)

5

51

Antimonio

Sb

Nitrogenoideos (15)

5






Z

Nombre

Símbolo

Configuración electrónica

Nº de e desapareados

12

Magnesio

Mg

1s2 2s2p6 3s2

0

15

Fósforo

P

1s2 2s2p6 3s2p3

3

17

Cloro

Cl

1s2 2s2p6 3s2p5

1

37

Rubidio

Rb

1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s1

1






Se trata del Bromo (Br) del grupo 17 (halógenos) y periodo 4.



1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d8 5s2



a) (Mg) 3s2; b) (Ir) 4 f14 5d7 6s2 ; c) (Se) 4s2p4



  1. FALSA. Puesto que el electrón final no ocupa el nivel de menor energía posible (nivel 4).

  2. VERDADERA. Puesto que su configuración electrónica fundamental acaba en “s1” .

  3. FALSA. Puesto que su configuración electrónica fundamental acaba en “4 s1”, lo que significa que la capa más externa es la cuarta.

  4. FALSA. Para que el electrón externo pasara al orbital 6s, debería absorber energía produciendo una raya negra en el espectro de absorción. Cuando dicho electrón regresara al nivel 5s entonces es cuando emitiría una raya en el espectro de emisión.



Al ser consecutivos los átomos la mayor energía de ionización corresponderá al gas noble (15,8 eV), El halógeno tendrá la inmediatamente anterior (13,0 eV) y el anfígeno el anterior (11,8 eV). El metal alcalino debe ser el que menos energía de ionización tenga, y como es lógico, va después del gas noble; corresponde pues al valor 4,3 eV, mientras que el último valor corresponderá al metal alcalino-térreo.



  1. “Es la energía necesaria para extraer un e de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión”. X(g) – 1 e  X(g).

  2. Al ir extrayendo sucesivos electrones, éstos deberán salir de un ión cada vez más positivo, con lo que serán más atraídos lo electrones de valencia, y en consecuencia, mayor energía se precisará para extraerlos.



  1. F < N < Si < Fe < Cs; los átomos de menor tamaño son los del periodo 2 (F y N) siendo el F menor por tener una mayor carga nuclear efectiva sobre los electrones de valencia, por un menor apantallamiento, al tener más e en la última capa. El Si es del periodo y es por tanto mayor al tener más capas electrónicas. Lo mismo le sucede al Fe del periodo 4 y en mucha mayor medida al Cs del periodo 6.

  2. Cs < Fe < Si < N < F; la electronegatividad crece según se sube en la tabla y según se desplaza hacia la derecha dentro de un mismo periodo. Así mientras el Cs es uno de los elementos menos electronegativos, el F es el elemento más electronegativo.

  3. Cs < Fe < Si < N < F; sigue el mismo orden que la electronegatividad, puesto que en los metales es más sencillo extraer un electrón y más cuanto más alejado se encuentre del núcleo, mientras que los no metales tienen altas energía de ionización y mayores cuanto más a la derecha y más hacia arriba se encuentren en la Tabla Periódica.



  1. Lógicamente el valor menor de energía de ionización corresponderá al metal alcalino B, siendo el valor elevado al gas noble A.

  2. Porque cuanto menor es el átomo más atraídos estarán los electrones por el núcleo, incluso en el caso de similar Z*, ya que, por la ley de Coulomb, a mayor distancia menor atracción.



  1. Tamaño: He < Cl < I < Ag < Ba < Cs; Energía de ionización: Cs < Ba < Ag < I < Cl < He; Afinidad electrónica: (es menor cuanto más negativa, es decir cuanto más energía se desprenda al capturar un e ) Cl < I < Ag < Cs < Ba < He. Así, el cloro es el elemento de los descritos que más energía desprende al capturar el e por ser mayor su Z* y menor su tamaño. En el caso del Ba y el He la afinidad electrónica será positiva, y aunque en teoría el He debería ser el elemento al que cuesta más introducir un e, también es cierto que los metales alcalino-térreos tienen afinidades electrónicas positivas por tener el nivel “s” completo.



a) Be (Z=4) 1s2 2s2; No tiene ningún e desapareado
O (Z=8) 1s2 2s2p2p1p1; Tiene 2 e desapareados
Zn (Z=30) 1s2 2s2p6 3s2p6d104s2; No tiene edesapareados
Ar (Z=18) 1s2 2s2p6 3s2p6; No tiene edesapareados

b) Be2+ 1s2; E.O.= +2
O2– 1s2 2s2p6; E.O.= –2
Zn2+ 1s2 2s2p6 3s2p6d10; E.O.= +2
Ar 1s2 2s2p6 3s2p6; Gas noble; E.O.= 0

Soluciones a los ejercicios de los apuntes:



Al saber los nº cuánticos “n” y “l” del último e– se podrá saber su último tipo de orbital en ser rellenado y, por tanto, posición aproximada en la tabla en la tabla periódica. Sin embargo, el valor de “m” indica poco, pues con un mismo valor un átomo podría tener diferente cantidad de e– según se tratara del primero o el segundo e– en ocupar cada orbital; así, si l = 0 y m = +1 podría tratarse de un elemento nitrogenoideo o de un gas noble, con características muy distintas.

  1. Si l = 0 (el último orbital es “s”) será una sustancia reductora pues tratará de oxidarse (perder e) mientras que si l = 1 (es “p”) en general será más oxidante (sobre todo si “n” es  pequeño –sin ser 1–). Como el valor de “m” no sirve para concretar el grupo al que pertenece el elemento, el conocimiento de los tres primeros números cuánticos sólo puede dar pistas del carácter oxidante o reductor en determinados casos.

  2. Si l = 0 sería un metal alcalino o alcalino-térreo; igualmente, si l = 2, se trataría de un metal de transición y si l = 3 de un metal de transición interna; sin embargo si l = 1 el último orbital sería “p” y podría tratarse de un metal como de un no-metal o de un gas noble (tanto más no-metal cuanto menor sea “s” –sin ser 1– y cuanto mayor sea el valor de “m”).

  3. Igualmente, si el último orbital es “s” (l = 0) será un metal alcalino o alcalino-térreo y por lo tanto poco electronegativo; sin embargo si el último orbital es “p” podrá ser metal o no metal (tanto mas no-metal y por tanto mas electronegativo cuanto menor sea “s” –sin ser 1 –).

  4. Al ser el volumen un propiedad que depende tanto de la masa atómica como del tipo de empaquetamiento que sufra y variar de manera no uniforme en la tabla periódica, poco se podrá deducir conociendo la posición aproximada en la tabla periódica: únicamente, que cuanto mayor sea “n” mayor será el volumen.


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