TEMA 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDI CA DE LOS ELEMENTOS E1A.S2010 Indique el máximo número de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes números cuánticos, asigne los restantes y especifique los orbitales en los que pueden encontrarse los electrones. a) n = 2; s = +½. b) n = 3; l = 2. c) n = 4; l = 3; m = −2. a) En cada nivel caben 2n2 electrones, así que en el nivel 2 caben 8. (Como sabemos, 2 en el subnivel s y 6 en el subnivel p.) De ellos, la mitad tienen spin +½ y la otra mitad spin −½. Es evidente que con los números cuánticos n = 2; s = +½ habrá 4. Los números cuánticos de estos 4 electrones son: 1 electrón s: n=2; l=0; m=0; s=+½ n=2; l=1; m=−1; s=+½ 3 electrones p: n=2; l=1; m=0; s=+½

n=2; l=1; m=+1; s=+½ b) Los números cuánticos n y l definen un subnivel. Independientemente del número de electrones que quepan en el nivel 3, con número cuántico l=2 (subnivel d) hay 10 electrones, porque en el subnivel l=2 hay 5 orbitales con números cuánticos m=−2, m=−1, m=0, m=1, m=2 y en cada orbital caben dos electrones uno con spin +½ y la otro con spin −½. Los números de estos 10 electrones son: n=3; l=2; m=−2; s=+½ y s=−½ n=3; l=2; m=−1; s=+½ y s=−½ 10 electrones l=2: n=3; l=2; m= 0; s=+½ y s=−½ (subnivel 3d) n=3; l=2; m=+1; s=+½ y s=−½ n=3; l=2; m=+2; s=+½ y s=−½ c) Los 3 números cuánticos n, l y m definen un orbital (en este caso es uno de los 7 orbitales f, concretamente el que tiene m=−2), y por tanto solo puede haber 2 electrones con spines s=+½ y s=−½

E2B.S2010 Dos elementos A y B tienen de número atómico 17 y 20, respectivamente. a) Escriba el símbolo de cada uno y su configuración electrónica en el estado fundamental. b) Indique el ion más estable de cada uno y escriba su configuración electrónica. a) Si cuentas hasta llegar a los números 17 y 20 verás que son las posiciones que ocupan el Cl y el Ca respectivamente.

Para escribir la configuración electrónica de los estados fundamentales de cada átomo debemos tener en cuenta (1º) que los electrones se van colocando en los subniveles de menor a mayor energía (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f …) y (2º) siguiendo el principio de exclusión de Pauli y (3º) las reglas de máxima multiplicidad de Hund hasta completar el número de electrones (17 para el A y 20 para el B), por tanto:

Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 = Ne 3s2p5

Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 = Ar 4s2 b) Todos los elementos tienden a tener la estructura electrónica del gas nombre más cercano. El cloro al que solamente le falta 1 electrón para conseguir la estructura del argón se transformará en un anión monovalente:

Cl−: 1s2 2s2p6 3s2p5 = Ne 3s2p6 = Ar por su parte, el calcio es incapaz de conseguir los 6 electrones que le faltan para obtener la configuración del criptón, así que pierde 2e− convirtiéndose en un ion 2+ con la misma estructura electrónica que el gas noble anterior, el argón.

Ca2+: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 = Ar como vemos ambos iones son isolelectrónicos. E3A.S2010 a) Justifique cómo es el tamaño de un átomo con respecto a su anión y con respecto a su catión. b) Explique qué son especies isoelectrónicas y clasifique las siguientes según esta categoría: Cl– ; N3–; Al3+; K+; Mg2+. a) Cuando un átomo gana un electrón y se convierte en su ión negativo (anión) aumenta mucho de tamaño por dos motivos: primero, porque la carga nuclear sigue siendo la misma y ahora tiene que retener un electrón más, y segundo, porque ese nuevo electrón se encuentra con el apantallamiento de los electrones originales que lo repelen. Por el contrario, cuando un átomo neutro pierde un electrón y se convierte en un ión positivo (catión) su tamaño disminuye mucho, porque ahora la carga nuclear, que sigue siendo la misma, tira con más fuerza de los electrones, al haber menos. Si además, como les ocurre a los metales alcalinos, el electrón que pierde hace que todos los restantes estén en un nivel menos, obviamente la contracción será mucho mayor.

b) Especies isoelectrónicas, como indica la palabra, quiere decir que tienen el mismo número de electrones, por ejemplo un elemento cualquiera, al anión del elemento anterior en la tabla y el catión del posterior, son lógicamente elementos distintos, pero tendrían el mismo número de electrones. Si representamos los elementos en la tabla:

El Cl− al haber ganado 1e− es isoelectrónico con el Argón, lo mismo que el K+ al perderlo, así que son isoelectrónicos entre sí. Por otro lado, el N3– al haber ganado 3e− es isoelectrónico con el Neón, lo mismo que el Al 3+ al haber perdido 3e− y que el Mg2+ al perder 2e−. E4A.S2010 a) ¿Que caracteriza, desde el punto de vista de la configuración electrónica, a un metal de transición? b) Indique la configuración electrónica del ion hierro (II) y justifique la existencia de ese estado de oxidación. c) ¿Por que existen siete clases de orbitales f ? a) Los metales de transición son los que tienen sus últimos electrones en el subnivel l=2, también llamado subnivel d. Como hay 5 orbitales en este subnivel, los m=−2,−1,0,1,2 y en cada uno caben 2 e−, resulta que hay 10 metales de transición por nivel, a partir del nivel n=3. b) En primer lugar colocamos el Fe en el subnivel d, empezando desde Sc, Ti, V, Cr Mn y Fe . Después enumeramos hasta llegar a él y como veremos tiene 26 electrones:

La configuración del hierro, por tanto es: Fe = 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2 = Ar 3d6 4s2

El ion Fe2+ naturalmente tiene dos electrones menos que el hierro, pero en lugar de perder los dos electrones d y pasar a ser 3d44s2, o bien perder los dos electrones 4s2 que son los más externos quedando como 3d64s0, la mayor probabilidad es que pierda uno

3d y otro 4s ya que así tendría una estructura más estable al tener todos los subniveles semillenos: Fe2+ = Ar 3d5 4s1 También podría perder el otro electrón 4s y entonces tendría el subnivel 4s vacío y el 3d semilleno, que también es una estructura muy estable: Fe3+ = Ar 3d5 4s0 El ion Fe2+ es más estable que el Fe3+ porque tiene los electrones más deslocalizados. c) Hay 7 orbitales f sencillamente porque el número cuántico que define a estos subniveles es l=3, y como el número de orbitales viene dado por el número cuántico magnético que toma valores desde –l hasta +l, le corresponden 7 números cuánticos magnéticos: m=−3,−2,−2,0,1,2,3 E5B.S2010 a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s22s22p6 y 1s22s22p63s1. La primera energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro 496 kJ/mol. Asigne cada uno de estos valores a cada una de las configuraciones electrónicas y justifique la elección. b) La segunda energía de ionización del átomo de helio ¿será mayor, menor o igual que la energía de ionización del átomo de hidrógeno? Razone la respuesta. a) La energía de ionización más pequeña corresponde al elemento 1s22s22p63s1 por dos motivos: el primero, porque es un átomo de mayor tamaño (al tener el electrón en el nivel 3) con lo que la fuerza que lo mantiene unido al núcleo es menor. Pero además, es que esa estructura corresponde a un metal alcalino (Na) y al perder el electrón pasa a tener una configuración de gas noble (Ne). Por el contrario, el otro elemento (Ne) en primer lugar es más pequeño con lo que tiene sus electrones más atraídos, pero además es que se trata de un gas noble y por tanto tiene una configuración muy estable y difícil de romper. b) La primera energía de ionización del helio es mayor que la del hidrógeno porque arrancarle un electrón al helio supone romper una estructura electrónica muy estable, así que no digamos ya si la comparamos con la segunda. El átomo de hidrógeno y el He+ ambos tienen un electrón y la misma configuración electrónica, pero el catión del helio es mucho más pequeño que el hidrógeno porque tiene dos protones tirando de él, mientras que el hidrógeno tiene solo uno. Por esa razón quitarle el segundo electrón al helio es muy difícil. (Efectivamente, la energía de ionización del hidrógeno es 13,6 eV, y las del helio son 24,6 eV y 54,4 eV para el primer y segundo electrón respectivamente) E6B.S2010 a) Escriba la configuración electrónica de los iones S2– y Fe2+. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con S2–. c) Justifique por qué la segunda energía de ionización del magnesio es mayor que la primera. a) La configuración del Fe2+ ya se hizo en el ejercicio E4A.S2010. Para S2− tenemos:

por tanto el ion sulfuro, isoelectrónico con el Ar, sería: S2− = 1s2 2s2p6 3s2p6d6 b) Si miramos la tabla, veremos que a la derecha del azufre está el cloro, (que naturalmente tiene un protón y un electrón más), así que el anión Cl− tendrá también la estructura electrónica del argón y será isoelectrónico con el sulfuro.

Después del argón está el potasio, que al perder un electrón se convierte en K+ isoelectrónico con argón, S2− y Cl−. Podrían haberse elegido otros elementos, como por ejemplo: P3−, Ca2+, Ga3+. c) La segunda energía de ionización de cualquier elemento (sea magnesio o sea el que sea) siempre es mayor que la primera, por la simple razón de que al perder el primer electrón la carga nuclear, que sigue siendo la misma, tira con mayor fuerza de los restantes electrones comprimiendo el átomo. Por eso arrancar el segundo electrón siempre es más difícil. Lo que ocurre es que la segunda energía de ionización a veces es “menos mayor “ de lo habitual y eso depende de que suponga romper una estructura muy estable (como ocurre con la segunda EI de los metales alcalinos) o si por el contrario, como es el caso concreto del magnesio, perder ese segundo electrón supone obtener una estructura más estable. Efectivamente, la primera energía de ionización del sodio es 5,1 eV porque pasa a Na+ con estructura de gas noble, pero la segunda es 47,2 eV (unas 10 veces mayor). Sin embargo, para el magnesio la primera y segunda EI son 7,6 y 15,0 eV donde vemos que arrancar el segundo electrón apenas si cuesta el doble de energía que el primero. E2A.S2009 El ión positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica: M2+: 1s2 2s2p6 3s2p6d4 a) Cual es el número atómico de M? b) Cual es la configuración de su ion M3+ expresada en función del gas noble que le antecede? c) Qué números cuánticos corresponderían a un electrón 3d de ese elemento?

a) La suma de todos los exponentes de la fórmula electrónica nos da el total de electrones, que es igual a 22. Así que si el ión M2+ tiene 22e−. Su átomo neutro debería tener 2 más, por tanto 24e− y sería el cromo. b) Si el ion pierde otro electrón (con lo cual se oxida) que será el más externo tendrá la configuración: M3+: 1s2 2s2p6 3s2p6d3 = Ar 3d3 c) Como sabemos, el principio de exclusión de Pauli dice que no hay dos electrones con los 4 números cuánticos iguales, así que vamos a referirnos a un electrón en concreto, que por ejemplo va a ser el último del ion M3+. Sus números cuánticos son: n=3, l=2, m=0, s= ½ . Recuerda que los dos primeros números definen al subnivel y por tanto a los 10 posibles electrones 3d. A ese subnivel le corresponden 5 orbitales con números cuánticos magnéticos, m=−2, −1, 0, +1, +2. En cada orbital puede haber dos electrones con spines + ½ y – ½ , pero de acuerdo con la regla de Hund como se llenan primero los del mismo spin y en el ion M3+ solamente hay 3 electrones d, los tres tendrán spin + ½. Así que resumiendo en el m=−2 habrá 1e− con spin + ½, en el m=−1 otro 1e− con spin + ½ y por último en el m=0 habrá 1e− con spin + ½ y los m=+1 y m=+2 estarán vacíos. (Haz un dibujo de la tabla para entenderlo con más claridad) E6A.S2009 a) Justifique, de las siguientes especies: F−, Ar y Na+, cuales son isoelectrónicas. b) Enuncie el principio de Pauli y ponga un ejemplo. c) Enuncie la regla de Hund y ponga un ejemplo para su aplicación. a) No hay más colocar a los elementos sobre la tabla

enseguida nos damos cuenta de que al ganar un electrón el flúor y perderlo el sodio, el F− y el Na+ tienen la estructura del Neón y que por tanto son isoeléctrónicos entre sí b) y c) teoría. E3A.S2008 a) Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes: N3– (Z = 7), Mg2+ (Z = 12), Cl– (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z = 18). b) Indique los que son isoelectrónicos. c) Indique los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos. a) N = 1s2 2s2p3 N3− = 1s2 2s2p6

Mg = 1s2 2s2p6 3s2 Mg2+ = 1s2 2s2p6 Cl = 1s2 2s2p6 3s2p5 Cl− = 1s2 2s2p6 3s2p6

Ar = 1s2 2s2p6 3s2p6 K = 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1

b) Son isoelectrónicos: N3− y Mg2+ con 10e− y por otro lado Cl− y Ar con 18e−. c) El potasio el único que tiene 1e− desapareado (el 4s1). E4A.S2008 Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El neón y el O2− tienen la misma configuración electrónica. b) El neón tiene una energía de ionización menor que la del oxígeno. c) El neón y el O2− tienen el mismo número de protones. a) Verdad, ya que el ion del oxígeno al tener 2 electrones más que el átomo de oxígeno es isoelectrónico con el neón. La configuración de ambos es 1s2 2s2p6 b) Al contrario, el neón tiene mayor energía de ionización que el oxígeno por dos motivos: primero, porque está en el mismo nivel que el oxígeno y su tamaño es muy similar pero tiene una carga nuclear mucho mayor (de dos protones más que el oxígeno) y segundo, porque arrancarle un electrón al neón supone romper su estructura electrónica, que es la más estable posible. c) Falso. Como hemos razonado en la primera parte, ambas especies son isolelectrónicas, pero (aunque tengan el mismo número de electrones) de ninguna manera tienen los mismos protones. El número de protones es lo que define a un elemento y tanto el oxígeno como su ion O2− tienen 8p, mientras que el neón tiene 10p. E5B.S2008 Para un elemento de número atómico Z = 20, a partir de su configuración electrónica: a) Indique el grupo y el periodo al que pertenece y nombre otro elemento del mismo grupo. b) Justifique la valencia más probable de ese elemento. c) Indique el valor de los números cuánticos del electrón más externo. a) Siguiendo las tres reglas de llenad (…) empezamos a contar mientras colocamos electrones hasta llegar a 20:

1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 El grupo es el número de columna que ocupa en la tabla periódica y es el que determina la configuración electrónica de la última capa. En la última capa tiene configuración s2 que corresponde a todos los elementos del grupo II, también llamado metales alcalino térreos, que está compuesto por Berilio, Magnesio, Calcio (que es concretamente de quien se trata), Estroncio, Bario y el Radio. El periodo es el número de fila y coincide con el número cuántico principal donde el átomo neutro tiene los electrones más externos. El elemento pertenece al 4º periodo porque sus últimos electrones los tiene en 4s2.

b) El calcio, al igual que los elementos de su grupo, tiene estructura s2, pero al tener orbitales 3d vacíos, cuya diferencia de energía con los 3s es muy pequeña, uno de los electrones s puede saltar al subnivel d (como se indica en la figura derecha) y así tendría 2 electrones desapareados y consecuentemente valencia 2. Por otro lado, el calcio, al igual que los elementos de su grupo, tiene tendencia a convertirse en el ion Ca2+ perdiendo los 2 electrones s2 y de esa forma conseguir la estructura electrónica del gas noble anterior.

c) Para definir un electrón se precisan 4 números cuánticos. Para el último electrón del calcio: El número cuántico principal indica el nivel. Como está en nivel 4 → n=4 El número cuántico secundario indica el subnivel. Como está en el subnivel s → l=0 El número cuántico magnético define el orbital. Para l=0 solo hay uno → m=0 El número cuántico de spín identifica el giro del electrón → s=−½ E6A.S2008 Para un átomo en su estado fundamental, razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) El número máximo de electrones con número cuántico n = 3 es 6. b) En un orbital 2p sólo puede haber 2 electrones. c) Si en los orbitales 3d se sitúan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado. a) Falso. En cada nivel caben 2n2 electrones, así que en el nivel 3 el número máximo de electrones sería 2.32 = 18. Como sabemos, 2 en el subnivel s, 6 en el subnivel p y 10 en el subnivel d. b) Verdad. En un orbital, sea cual sea, solo caben 2 electrones con espines + ½ y – ½ . c) Falso. Los orbitales 3d son 5 (correspondientes a los números m=−2, −1, 0, 1, 2) por tanto si colocamos 6 electrones, de acuerdo con la regla de máxima multiplicidad de Hund, los cinco primeros entrarán con el mismo spin y el sexto, ya con spin contrario, apareará a uno. Quedarán entonces 4 sin aparear. E1A.S2006 La configuración electrónica del ion X3+ es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X? b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento? c) Razone si posee electrones desapareados el elemento X. a) El número de electrones del ion podemos obtenerlo sumando los exponentes, siendo igual a 18. El número de electrones del átomo en su estado fundamental será de 3 más,

por tanto 21 e−. Como un átomo en estado fundamental tiene igual número de protones que de electrones, quiere decir que tiene 21 protón y por tanto que Z=21. Contando en la tabla llegaremos a que la posición 21 la ocupa el escandio, Sc.

b) El escandio es un metal de transición, ya que sus últimos electrones los tiene el subnivel d. Su estructura es: Ar 3d1 4s2 . Si te fijas bien en su configuración verás que todos los elementos de transición del grupo del escandio están en el nivel 3, aunque antes de empezar su llenado se haya completado el subnivel 4s, por eso tienen configuraciones 3d1−10 4s2. c) El Sc como puede verse en el dibujo de la derecha tiene 1 electrón desapareado, ya que tiene 1 solo electrón el en subnivel 3d. E2A.S2006 Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 2, 11, 17 y 25, respectivamente. a) Escriba, para cada uno de ellos, la configuración electrónica e indique el número de electrones desapareados. b) Justifique qué elemento tiene mayor radio. c) Entre los elementos B y C, razone cuál tiene mayor energía de ionización. a) No hay más que empezar a colocar electrones hasta llegar al número que tiene cada elemento:

A: 1s2 todos sus e− apareados B: 1s2 2s2 p6 3s1 1 e− desapareado C: 1s2 2s2 p6 3s2p5 1 e− desapareado D: 1s2 2s2 p6 3s2p6d5 4s2 5 e− desapareados b) A bote pronto podemos pensar que el mayor radio debe tenerlo el D puesto que parte de sus electrones los tiene en el nivel 4, pero este elemento tiene una carga nuclear muy grande y eso debe contraer el átomo, mientras que el B tiene un único electrón en la capa 3 y una carga nuclear pequeña, por lo que tendrá mayor radio. c) Se trata de elementos del mismo nivel, pero el C es más pequeño que el B, porque al tener mayor carga nuclear tira con mayor fuerza de sus electrones haciendo que se contraiga. Como consecuencia, al elemento C, por ser más pequeño, será más difícil quitarle un electrón y tendrá mayor energía de ionización. E4B.S2006 Razone qué gráfica puede representar: a) El número de electrones de las especies: Ne, Na+, Mg2+ y Al3+.

b) El radio atómico de los elementos: F, Cl, Br y I. c) La energía de ionización de: Li, Na, K y Rb.

a) El número de electrones de estas especies es: Ne = 10e−; Na

+ = 11−1 = 10; Mg2+ = 12−2 =10; Al3+ = 13−3 = 10, por tanto la gráfica (II) es la que representa el número de electrones en función de la especie. b) En una familia el radio aumenta hacia abajo ya que cada elemento tiene la misma configuración electrónica en la última capa, pero los electrones cada vez están en un nivel superior más alejado del núcleo, por tanto RF< RCl < RBr < RI y en consecuencia les corresponde la gráfica (I) c) En una familia, el radio aumenta hacia abajo como ya hemos razonado, así que su energía de ionización disminuye, porque al estar los electrones más alejados del núcleo la fuerza que los mantienen unidos es menor al disminuir con el cuadrado de la distancia, así que: EILi > IENa > EIK > EIRb y en consecuencia les corresponde la gráfica (III) E5A.S2006 a) Escriba la configuración electrónica de los iones Mg2+ (Z=12) y S2− (Z=16). b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio. c) Justifique cuál de los dos elementos, Mg o S, tendrá mayor energía de ionización. a) Mg2+ = 1s2 2s2p6 (2 electrones menos de lo que indica su número atómico) S2− = 1s2 2s2p6 3s2p6 (2 electrones más de lo que indica su número atómico) b) El S2− es mucho mayor porque, en primer lugar, tiene los electrones en el nivel 3 y segundo, porque tiene 18 electrones (2 de más) y solamente 16 protones para retenerlos, mientras que por el contrario el Mg2+ tiene solamente 10 electrones y una carga nuclear de 12 protones. c) Se trata de elementos el mismo nivel, pero el Mg es mucho mayor que el S, porque éste último tiene mayor carga nuclear y por tanto tiene sus electrones más retenidos. Como consecuencia, al S será más difícil quitarle un electrón y tiene mayor energía de ionización. (Naturalmente, la pregunta y la respuesta se refiere a los elementos en su estado fundamental, pero si nos refiriésemos a la EI de los iones la cosa es muy distinta) E6A.S2006 a) Escriba la configuración electrónica de los iones: Al 3+ (Z = 13) y Cl− (Z = 17). b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio. c) Razone cuál de los elementos correspondientes tendrá mayor energía de ionización.

a) Al3+ = 1s2 2s2p6 (3 electrones menos de lo que indica su número atómico) Cl− = 1s2 2s2p6 3s2p6 (1 electrón más de lo que indica su número atómico) b) Mayor radio Cl− c) Mayor EI el Cl E1A.S2007 Dados los conjuntos de números cuánticos: (2,1,2, ½); (3,1,−1, ½); (2,2,1,−½); (3,2,−2, ½) a) Razone cuáles no son permitidos. b) Indique en qué tipo de orbital se situaría cada uno de los electrones permitidos. (2,1,2, ½) No, porque si l=1, m no puede valer 2 (toma desde –l hasta +l) (3,1,−1, ½) Correcto (Corresponde a un orbital 3p ) (2,2,1,−½) No, porque si n=2, l no puede tomar el valor 2 (toma desde n−1 hasta 0) (3,2,−2, ½) Correcto (Corresponde a un orbital 3d E2AS2001 2.− a) Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al (Z=13), Na+ (Z=11), O2–

(Z=8). b) ¿Cuáles son isoelectrónicos? c) ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados? a) Colocando electrones en los subniveles de menor a mayor energía hasta llegar al numero atómico tenemos que:

Al (Z=13): 1s2 2s2p6 3s2p1 Na (Z=11): 1s2 2s2p6 3s1 Na+ (Z=11): 1s2 2s2p6 O (Z=8): 1s2 2s2p4 O2– (Z=8): 1s2 2s2p6

b) Especies isoelectrónicas son aquellas que tienen el mismo número de electrones, por tanto son isoelectrónicos los iones Na+ y O2– c) Teniendo en cuenta (1) el número de electrones posibles en cada subnivel, (2) que en cada orbital caben dos electrones y (3) las reglas de máxima multiplicidad de Hund, solamente hay 1 e– desapareado en el aluminio, concretamente el 3p1. E3BS2001 2.− Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) ¿Serían estables los iones X2+,Y2+ y Z2–

? Justifique las respuestas. a) X (Z=13): 1s2 2s2p6 3s2p1 X2+ (Z=13): 1s2 2s2p6 3s1

Y (Z=20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Y2+ (Z=20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Z (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d10 4s2p5 Z2– (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d10 4s2p65s1

b) solamente es estable el ion Y2+ porque adquiere estructura de gas noble (en concreto se trata del calcio, cuyo catión que adquiere la configuración del argón). Los otros dos iones son inestables ya que no consiguen una estructura más estable. (en concreto el elemento X tiende a perder 3e– y el elemento Z tiende a ganar solo 1e–)

E4BS2001 3.− Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos neutros: A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1); D (1s2 2s2 2p4). Indique razonadamente: a) El grupo y periodo al que pertenece cada elemento. b) El elemento de mayor y el de menor radio atómico. c) El elemento de mayor y el de menor energía de ionización. a) El nivel es aquel donde tiene sus últimos electrones en estado fundamental. El grupo depende de la disposición de electrones de la capa de valencia, así Periodo Grupo elemento A 1s2 2s2 2p2 2 2s2 2p2 → 14 Carbonoideos C B 1s2 2s2 2p5 2 2s2 2p5 → 17 Halógenos F C 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 4 4s1 → 1 Alcalinos K D 1s2 2s2 2p4 2 2s2 2p4 → 16 Anfígenos O

b) El elemento de mayor radio será el C (Potasio) porque tiene su último electrón en el nivel 4, mientras que el resto los tiene en el nivel 2. El elemento más pequeño será el B (Flúor) ya que aunque A, B y D tienen sus últimos electrones en el nivel 2, pero el flúor (que está más a la derecha de la tabla) tiene mayor carga nuclear y ello hace que se contraiga. c) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. Por tanto la mayor EI la tendrá para el más pequeño (porque tiene los electrones más retenidos). La menor EI la tendrá el mayor, el C (Potasio), que además pasaría a tener la configuración de gas nombre. E5AS2001 3.− Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones:

X=1s22s2p1; Y=1s22s2p5; Z=1s22s2p63s2. a) Indique el grupo y el periodo en el que se encuentran. b) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización? c) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad. Periodo Grupo elemento X 1s22s2p1 2 2s2 2p1 → 13 Boroideos B Y 1s22s2p5 2 2s2 2p5 → 17 Halógenos F Z 1s22s2p63s2 3 3s2 → 2 Alcalino−térreos Mg

b) EI : F>B>Mg c) electronegatividad: F>B>Mg

EJERCICIOS PROPUESTOS EN SELECTIVIDAD CADA CURSO ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 2010-20 11 E1A.S1011 2.-a) Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos de Na y Mg. b) Justifique por qué el valor de la primera energía de ionización es mayor para el magnesio que para el sodio. c) Justifique por qué el valor de la segunda energía de ionización es mayor para el átomo de sodio que para el de magnesio. a) Na: 1s22s22p63s1 Mg: 1s22s22p63s2 b) Por dos motivos: (1º) El átomo de sodio es más grande que el de magnesio, con lo que el electrón del sodio está menos retenido. (2º) Al perder 1e− el átomo de sodio adquiere una estructura muy estable (1s22s22p6) c) Por tres motivos: (1º) Ahora el ión del Mg+ es más grande que el Na+ (Ambos elementos se han contraído al perder un electrón, pero si observas la configuración verás que el último electrón del Mg+ sigue estando en el nivel 3 mientras que el último electrón del Na+ está en el nivel 2). (2º) Arrancar un segundo electrón al Naº significa romper su estructura electrónica de gas noble, que es muy estable. (3º) Al perder 2e− el Mg+ adquiere una estructura muy estable (1s22s22p6) E2A.S1011 El número de protones de los núcleos de cinco elementos es: A: 2 B: 11 C: 9 D: 12 E: 13 Justifique mediante la configuración electrónica, el elemento que: a) Es un gas noble. b) Es el más electronegativo. c) Pertenece al grupo 1 del Sistema Periódico. Si los elementos están en su estado fundamental tendrán el mismo número de electrones que de protones en el núcleo. La configuración electrónica, que indica la disposición de los electrones en los distintos subniveles, se hace teniendo en cuenta (1) que los electrones entran en los subniveles de menor a mayor energía: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s… (2) El principio de exclusión de Pauli y (3) las reglas de Hund. De acuerdo con esto: A (Z= 2) : 1s2 B (Z=11) : 1s22s22p63s1 C (Z= 9) : 1s22s22p5 D (Z=12) : 1s22s22p63s2 E (Z=13) : 1s22s22p63s23p1 a) Los gases nobles tienen la última capa llena y su configuración es ns2p6, salvo el Helio que tiene 1s2. De acuerdo con ello el A es el gas noble Helio. b) La electronegatividad es la tendencia a tirar de los electrones del enlace y es mayor cuanto más pequeño es el átomo (aumenta hacia arriba y a la derecha). Según esto el más electronegativo es el C. c) El grupo 1 del SP es el grupo de los metales alcalinos y todos ellos tienen configuración ns1 (salvo el hidrógeno que a pesar de tener configuración 1s1 no pertenece a ese grupo,) Según esto el elemento B es del grupo 1 E3B.S1011

Un átomo X en estado excitado presenta la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p23s1. a) ¿De qué elemento se trata? b) Indique los números cuánticos de cada uno de los electrones desapareados de X en su estado fundamental a) Su configuración en estado fundamental es 1s22s22p3 ⇒ Nitrógeno b) n=2; l=1; m= –1, 0, +1; s=1/2 ⇒ (2,1,–1,½); (2,1,0,½); (2,1,1,½); E4A.S1011 Considere los elementos Be, O, Zn y Ar. a) Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos anteriores. b) ¿Cuántos electrones desapareados presentan cada uno de esos átomos? c) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones más estables que puedan formar.

Configuración electr. nº e– desapareados

Configuración ión más estable

Be 1s2 2s2 0 Be2+: 1s2

O 1s2 2s22p4 2 O2–: 1s2 2s22p6

Zn 1s2 2s2p6 3s23p6 4s2 3d10 0 Zn2+: 1s2 2s2p6 3s23p6 3d10

Ar 1s2 2s2p6 3s23p6 0 –

E5B.S1011 Considere las siguientes configuraciones electrónicas: 1) 1s22s22p7 2) 1s22s3 3) 1s22s22p5 4) 1s22s22p63s1 a) Razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli. b) Justifique el estado de oxidación del ion más probable de los elementos cuya configuración sea correcta a) Define el principio de exclusión de Pauli. No lo cumplen:

• (1s22s22p7) porque los subniveles “p” tienen 3 orbitales (m=−1, 0, y +1) y en cada orbital dos electrones de spines contrarios (+1/2 y −1/2). En consecuencia en el subnivel 2p no puede haber 7 electrones, porque el máximo serían 6.

• (1s22s3) porque los subniveles “s” solo tienen un orbital (m=0) en el que puede haber un máximo de dos electrones. En consecuencia en el subnivel 2s no puede haber 3 electrones.

b) Hasta alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano: • (1s22s22p5) le falta 1e− ⇒ estado de oxidación −1 • (1s22s22p63s1) le sobra 1 e− ⇒ estado de oxidación +1

E6A.S1011 Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 12, 14, 17 y 37, respectivamente. a) Escriba las configuraciones electrónicas de A2+y D. b) Comparando los elementos A, B y C, razone cuál tiene mayor radio. c) Razone cuál de los cuatro elementos tiene mayor energía de ionización

ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 2011-20 12 E1A.S2012 2.- Para el ión fluoruro (Z=9) del isótopo cuyo número másico es 19: a) Indique el número de protones, electrones y neutrones. b) Escriba su configuración electrónica. c) Indique los valores de los números cuánticos de uno de los electrones externos. a) El Flúor ocupa la 9 posición en la tabla, por tanto tiene número atómico Z=9 ⇒ 9 protones. A = 19 = p+n ⇒ tiene 10 neutrones El Flúor en su estado fundamental tiene igual electrones que protones, pero su ión tiene 1e− de más ⇒ El F− tiene 10 electrones. b) [F−] 1s2 2s2 2p6 (isoelectrónico con el Neón) c) El último de todos sería; n=2; l=1; m=1; s=−1/2 E2B.S2012 2. Escriba la configuración electrónica correspondiente al estado fundamental de: a) El gas noble del tercer periodo. b) El elemento del cuarto periodo con mayor radio atómico. c) El elemento del grupo 15 con mayor electronegatividad. a) Justifica cual es el elemento. Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 b) Justifica como varía el radio en un periodo. K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 c) Justifica como varía la electrogenatividad en una familia. N = 1s2 2s2 2p3 E3A.S2012 2.- Indique razonadamente: a) La posición en el sistema periódico y el estado de oxidación más probable de un elemento cuyos electrones de mayor energía poseen la configuración 3s2. b) Si un elemento de configuración electrónica de su capa de valencia 4s2p5 es un metal o no metal. c) Por qué en los halógenos la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico del elemento. a) Explica qué se entiende por periodo y grupo. Periodo=2; grupo=2; estado oxidación = M2+ b) Es un no−metal porque tiende a captar electrones, en concreto 1e− → 4s2p6 c) Define EI y explica como varía en una familia cualquiera. E4A.S2012 2.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 9, 12 y 14, respectivamente, indique razonadamente: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Grupo y periodo que ocupan en la tabla periódica. c) El orden creciente de electronegatividad. a) Explica cómo se construye la c.e. y aplícalo a los elementos A, B y C b) Explica qué se entiende por periodo y grupo y aplícalo a las c.e. obtenidas anteriormente. c) Explica cómo varía la electronegatividad a lo largo de un periodo y aplícalo a A, B y C E5A.S2012

2.- Indique razonadamente: a) Cómo evoluciona la primera energía de ionización en los elementos de un mismo periodo al aumentar el número atómico. b) Si el radio del ion cloruro será mayor o menor que el radio atómico del cloro. c) Que tienen en común el Na+ y el O2−. a) Define EI y explica como varía en un periodo. b) Explica la relación de tamaño entre el átomo neutro y el de un anión. c) Escribe la configuración de ambos iones y verás que son isoelectrónicos. E6B.S2012 3.- Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Un electrón situado en un orbital 2p podría representarse por los siguientes números cuánticos (2, 1, 0, 1/2). b) Un elemento químico que presenta propiedades químicas semejantes al carbono tiene de configuración electrónica de su capa de valencia ns2np2. c) Si un elemento químico que pertenece al grupo 2 pierde dos electrones adquiere una configuración electrónica en su capa de valencia correspondiente al grupo 18. a) Verdad. Indica el significado de cada número cuántico para razonarlo. b) Verdad. Las propiedades químicas se deducen de la disposición de los electrones de valencia. Todos los elementos ns2np2, incluido el carbono (2s22p2), tienen propiedades parecidas. c) Verdad. Cuando un metal alcalino−térreo (grupo 2) pierde dos electrones pasa a tener la configuración de gas noble (grupo 18). ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 2012-20 13 E1A.S2013 2.- Un átomo A tiene 35 electrones, 35 protones y 45 neutrones y otro átomo B posee 20 electrones, 20 protones y 20 neutrones. a) Indique el número atómico y el número másico de cada uno de ellos. b) Justifique cuál de los dos átomos es más electronegativo. c) Indique, razonadamente, cuál es el ión más estable de cada uno de ellos y escriba la configuración electrónica de ambos iones. a) El número atómico (Z) de un elemento, por definición, es el número de protones que tiene. El número de masa (A) es el número de protones y neutrones. De acuerdo con las definiciones: El elemento A tiene ZA=35 y AA=80 y el elemento B tiene ZB=20 y AB=40 b) La electronegatividad es la tendencia para atraer a los electrones de un enlace, pero antes de responder a esta cuestión debemos colocar en la tabla a cada elemento. Para eso escribiremos la configuración electrónica de cada átomo teniendo en cuenta que los electrones se van colocando en los subniveles de menor a mayor energía (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f …) y siguiendo el principio de exclusión de Pauli y las reglas de máxima multiplicidad de Hund hasta completar el número de electrones: A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Ya vemos que ambos elementos son del 4º periodo (porque es donde tienen sus últimos electrones), pero que el A tiene mayor carga nuclear y por tanto será más pequeño y en consecuencia atraerá con mayor fuerza a los electrones del enlace, es decir, A será más electronegativo que B. (Efectivamente puesto que A es Bromo y B es el Calcio)

c) Puesto que los elementos tienden a tener la estructura electrónica del gas noble más cercano, el elemento A tiende a ganar 1 e− (pasando a ser isoelectrónico con el Kr) mientras que el B tiende a perder 2e− (siendo isoelectrónico con el Ar). Así la configuración de sus iones será: A−: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 B2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 E2B.S2013 2.- La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a un ión A2+. Justifique: a) El número atómico y el periodo al que pertenece el átomo A. b) El número de electrones de valencia que posee A. c) ¿Qué tipo de enlace formará el elemento A con un elemento X cuya configuración electrónica es 1s22s22p5? Razone cuál será la fórmula del compuesto formado por X y A. a) La configuración electrónica es una especie de fórmula electrónica que indica los electrones que tiene un elemento o ión, así como su disposición en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Por tanto, sumando todos los exponentes obtendremos el número de electrones del ión: 18 electrones. Ahora bien, como el ion tiene dos cargas positivas quiere decir que su átomo en estado normal posee dos electrones más, es decir: 20 electrones. El número atómico (Z) es el número de protones de un átomo que coincide con el número de electrones en su estado fundamental, por tanto: Z=20. El periodo corresponde al número cuántico principal donde tiene sus últimos electrones. En este caso sería el 4º periodo (recuerda que el átomo tiene dos electrones más que su ion y que su configuración será 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2). b) Los electrones de valencia son los electrones que gana o pierde, por tanto 2 c) El elemento A es un metal como prueba su tendencia a perder 2 electrones para alcanzar la estructura de gas noble (en concreto es un metal alcalinotérreo, el calcio). Sin embargo el elemento X debido a su configuración tiene tendencia a ganar 1 electrón para alcanzar la estructura de gas noble. Obviamente A y X formarán un enlace iónico y puesto que A tiende a perder 2e– y X solo gana 1e– la proporción sería AX2. (Es mejor decir proporción que fórmula, ya que al tratarse de un compuesto iónico, alrededor de cada ión hay todos los posibles de signo contrario y viceversa, de manera que el cristal iónico está formado de millones de iones de uno y otro signo en la proporción de 1A2+ por cada 2X–) E3A.S2013 2.- Para los siguientes elementos Na, P, S y Cl, diga razonadamente cuál es: a) El de menor energía de ionización. b) El de mayor afinidad electrónica. c) El de mayor radio atómico.

a) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancarle un electrón a un átomo en estado gaseoso y convertirlo en un ion positivo. A lo largo de un periodo

aumenta hacia la derecha porque cada vez los átomos son más pequeños al contraerse por su mayor carga nuclear. Por tanto la energía de ionización será Na<P<S<Cl b) La afinidad electrónica es la energía que libera un átomo en estado gaseoso cuando capta un electrón. En un periodo aumenta hacia la derecha porque los átomos son cada vez más pequeños y en consecuencia (de acuerdo con la ley de Coulomb) la atracción del nuevo electrón por el núcleo es mayor. (Como vemos varía de la misma forma que la energía de ionización, y es lógico, ya que las mismas razones que dificultan arrancarle un electrón a un átomo son las que facilitan que lo atrape). El elemento de mayor AE será el Cloro. c) En un periodo el radio va disminuyendo a medida que nos desplazamos hacia la derecha porque aunque todos los electrones entran en el mismo nivel (y en principio todos los átomos deberían ser más o menos iguales) cada elemento tiene un protón más y el aumento de la carga nuclear hace que el átomo se contraiga. El de mayor radio atómico será el Sodio. E4A.S2013 2.- Los elementos X, Y, Z tienen las siguientes configuraciones: X: 1s2 2s2 2p1; Y: 1s2 2s2 2p5; Z: 1s2 2s2 2p6 3s2. Indique razonadamente: a) El grupo y periodo en el que se encuentran. b) El que tiene mayor energía de ionización. c) Los números cuánticos de los electrones desapareados a) El grupo lo determina la configuración electrónica de la última capa, mientras que el periodo lo determina el número cuántico principal de los electrones más externos. En este caso: X: 2s2 2p1 Grupo 13 (Fam.Boro) Periodo 2 Y: 2s2 2p5 Grupo 17 (Halógenos) Periodo 2 Z: 3s2 Grupo 2 (Met.Alcalinotérreos) Periodo 3 b) Energía de ionización es …. La mayor energía de ionización corresponderá al átomo de menor tamaño, en este caso el Y, ya que es el que atrae a sus electrones con mayor fuerza. c) X: 2s2 2p1 nivel n=2, subnivel p (l=0), orbital m=–1, spin +½ → (2,1,–1,+½) Y: 2s2 2p5 nivel n=2, subnivel p (l=0), orbital m=+1, spin +½ → (2,1,1,+½) Z: 3s2 los dos electrones están apareados E5A.S2013 2.- Dado los elementos Cl, K y Ar, ordene razonadamente: a) Los elementos de menor a mayor radio. b) Los elementos de menor a mayor potencial ionización. c) Los iones que se obtienen del Cl y K por orden creciente de su radio iónico.

a) El radio aumenta hacia abajo, porque cada nuevo elemento de la familia tiene los electrones dispuestos exactamente igual, pero cada vez en una capa más externa y de mayor energía. Además, porque los electrones de cada nuevo elemento de la familia se encuentran con una capa llena más que hace de pantalla. En un periodo disminuye hacia la derecha, porque los nuevos electrones van entrando en el mismo nivel del átomo y simultáneamente va aumentando la carga nuclear lo que hace que cada vez el núcleo atraiga con más fuerza a sus electrones y por eso se contrae. De acuerdo con lo anterior, los radios serán Ar < Cl < K b) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. Por tanto será menor cuanto más alejado esté el electrón, es decir, la EI será menor cuanto mayor sea el átomo. De acuerdo con lo anterior, la EI será K < Cl < Ar c) Los iones positivos son muchísimo menores que su átomo en estado neutro, porque el ión mantiene la misma carga positiva pero tiene menos electrones que retener, con lo que se contrae muchísimo. Al contrario ocurre con los iones negativos que son muchísimo mayores su átomo en estado neutro, ya que la misma carga ahora tiene que retener un electrón más y además se encuentra apantallado por los electrones que ya había. De acuerdo con ello el radio de los iones será: K+ < Cl− E6B.S2013 3.- Dados los elementos Ca, S y Br: a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Justifique a partir de la configuración electrónica de su última capa cuáles de estos iones se formarán y cuáles no: Ca2+, S2−, Br2−. c) Explique qué especie tendrá mayor radio S o S2‒. ¿Y en el caso de Ca y Ca2+? a) Define c.e. y reglas de llenado electrónico. b) Los elementos tienden a tener estructura electrónica de gas noble ⇒ Ca2+, S2−, Br−. c) Explica la relación entre el tamaño de un átomo neutro y el de sus iones. En este caso concreto, las especies de mayor tamaño serán: S2− y Ca ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 2013-20 14 E1A.S2014 JUNIO 2.- Responda a las siguientes cuestiones justificando la respuesta. a) ¿En qué grupo y en qué periodo se encuentra el elemento cuya configuración electrónica termina en 4f145d56s2? b) ¿Es posible el siguiente conjunto de números cuánticos (1, 1, 0, ½)? c) ¿La configuración electrónica 1s22s22p53s2 pertenece a un átomo en su estado fundamental? a) El grupo es la columna (1 a 18) que ocupa en la tabla periódica (salvo los metales de transición interna que don del grupo 3). En este caso 2+5=7 El periodo de un elemento coincide con su última capa electrónica. En este caso el nº6 b) No. Para n=1 el nºcuántico secundario debe ser 0, ya que l toma valores desde 0 hasta n−1 c) No, porque la energía del subnivel 2p es menor que la del 3s y en consecuencia hasta que no se complete el subnivel 2s, con los 6 electrones que caben, no debe llenarse el 3s. La configuración del estado fundamental sería 1s22s22p63s1 E2B.S2014

2.- El número atómico de dos elementos A y B es 17 y 21, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica en estado fundamental y el símbolo de cada uno. b) Escriba el ion más estable de cada uno. c) ¿Cuál de esos dos iones posee mayor radio? Justifique la respuesta. a) Explica cómo se escribe la c.e.: A = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 = Cloro B = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 = Escandio b) Cl− = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Sc+3 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 c) Obviamente el anión Cl− E3A.S2014 2.- Conteste de forma razonada a las cuestiones acerca de los elementos que poseen las siguientes configuraciones electrónicas: A= 1s22s22p63s23p64s2 B= 1s22s22p63s23p63d104s24p5 a) ¿A qué grupo y a qué periodo pertenecen? b) ¿Qué elemento se espera que posea una mayor energía de ionización? c) ¿Qué elemento tiene un radio atómico menor? a) Similar al E1A.S2014. A: g−2; p−4; B: g−17; p−4 b) Define E.I. Tiene mayor E.I. el B c) Razona cómo varía el radio atómico en un periodo. Tiene menor radio el B E4A.S2014 2.- Razone si las siguientes afirmaciones sobre el átomo de neón y el ion óxido, son verdaderas o falsas: a) Ambos poseen el mismo número de electrones. b) Contienen el mismo número de protones. c) El radio del ion óxido es mayor que el del átomo de neón a) Verdad. Cuando el oxígeno gana 2e− pasa a ser isoelectrónico con el gas noble más cercano, que es el neón, teniendo ambos la configuración 1s22s22p6. b) Falso. El número de protones (número atómico, Z) es el que determina el elemento y permanece invariable (salvo en las reacciones nucleares). c) Verdad. El ión O2− sigue teniendo la misma carga nuclear (8p+), por tanto le cuesta retener los 10e− que ha pasado a tener. Ello sumado al efecto pantalla de los electrones que tenía hace que su volumen aumente mucho. Por el contrario el átomo de neón es más pequeño porque posee 10 protones para retener a sus 10 e−. E6B.S2014 3.- Escriba la configuración electrónica de: a) Un átomo neutro de número atómico 35. b) El ion F−. c) Un átomo neutro con 4 electrones de valencia, siendo los números cuánticos principal (n) y secundario (l) de su electrón diferenciador n=2 y l=1. Explica cómo se escribe la c.e.: a) B = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 b) F− = 1s2 2s2 2p6 c) C = 1s2 2s2 2p2 ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 2014-20 15 E1B.S2015 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de capa de valencia: 1) ns1 2) ns2np1

a) Indique, razonadamente, el grupo al que corresponde cada una de ellas. b) Nombre dos elementos de cada uno de los grupos anteriores. c) Razone cuáles serían los estados de oxidación más estables de los elementos de esos grupos. a) 1) Hidrógeno y metales alcalinos. Grupo 1; 2) Térreos. Grupo 13 b) 1) Hidrógeno, Litio, Sodio, …; b) Boro, Aluminio, … c) Para conseguir estructura de gas noble: 1) Tienden a perder 1e− ; 2) Tienden a perder 3e−. E2A.S2015 Dados los elementos A, B y C de números atómicos 8, 20 y 35, respectivamente: a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos. b) Justifique el grupo y periodo a los que pertenecen en base a la configuración electrónica. c) Indique, razonadamente, cuál es el ión más estable de cada uno de ellos y escriba su configuración electrónica. Escribe los subniveles de menor a mayor energía y ve colocando electrones, teniendo en cuenta la capacidad de cada subnivel, hasta llegar a 8, 20 y 35. (Se supone que los elementos están en su estado fundamental (los electrones están en el nivel más bajo de energía) y en estado neutro (tienen los mismos electrones que protones=NºAtómico) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s

…

Z=8 1s2 2s2 2p4 ns2 np4 → grupo 16 n=2 → periodo 2

Tienen a ganar 2 e−

Z=20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ns2 → grupo 2 n=4 → periodo 4

Tienen a perder 2 e−

Z=35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

ns2 np5 → grupo 17 n=4 → periodo 2

Tienen a ganar 1 e−

E3A.S2015 a) Razone si para un electrón son posibles las siguientes combinaciones de números cuánticos: (0, 0, 0, +½), (1, 1, 0, +½), (2, 1, −1, +½), (3, 2, 1, −½). b) Indique en qué orbital se encuentra el electrón en cada una de las combinaciones posibles. c) Razone en cuál de ellas la energía sería mayor. Empieza por describir el significado de cada número cuántico y los valores posibles de cada uno. n indica el nivel y toma valores enteros n=1, 2, ..; l indica el subnivel y toma valores enteros comenzando por 0 hasta n−1, m indica el orbital y toma valores enteros desde – l …0….+ l ; s indica el giro del electrón y toma valores +1/2 y −1/2 a) De acuerdo con ello son incorrectos (0, 0, 0, +½) porque n no puede ser 0 y (1, 1, 0, +½) porque l para n=1 ⇒ l=0 y no hay más ya que corresponde con n−1 b) (2, 1, −1, +½) ⇒ l=1 (subnivel p) m=−1 orbital py (3, 2, 1, −½) ⇒ l=2 (subnivel d) m=+1 orbital dxz c) (3, 2, 1, −½) es el electrón de mayor energía

E4B.S2015 a) Escriba la configuración electrónica del rubidio. b) Indique el conjunto de números cuánticos que caracteriza al electrón externo del átomo de cesio en su estado fundamental. c) Justifique cuántos electrones desapareados hay en el ión Fe3+ . a) Rb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 = [Kr] 5s1 b) El último electrón del cesio es el 6s1, por tanto cuando está en su estado fundamental estará en el nivel n=6, en el subnivel s (l=0), para el que solamente existe un número cuántico magnético al tener un solo orbital (m=0) y al haber un solo electrón en el orbital, su spín = +1/2 ⇒ (6,0,0,1/2) c) La configuración del hierro es Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Al perder 3 electrones para formar el ión Fe3+ tendremos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 No obstante, teniendo en cuenta que son más estables los subniveles cuando están llenos, semillenos o vacíos, y teniendo en cuenta que el subnivel 4s y el 3d tienen una energía muy parecida, resulta que la configuración más probable será Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d5 E5A.S2015 Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La primera energía de ionización del Al es mayor que la del Cl. b) El radio atómico del Fe es mayor que el del K. c) Es más difícil arrancar un electrón del ión sodio (Na+) que del átomo de neón. a) Define EI y razona como varía a lo largo de un periodo. De acuerdo es falso. b) Razona como varía el radio a lo largo de un periodo. De acuerdo es falso c) Verdad. Ambas especies tienen la misma configuración electrónica (son isoelectrónicos), sin embargo Na+ tiene mayor carga nuclear. E6A.S2015 a) Escriba la configuración electrónica de los iones Cl− (Z=17) y K+ (Z=19). b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio. c) Razone entre los átomos de Cl y K cuál tendrá mayor energía de ionización. a) Escribe los subniveles de menor a mayor energía y ve colocando electrones, teniendo en cuenta la capacidad de cada subnivel, hasta llegar a 17+1 y a 19−1 respectivamente. Obviamente ambos iones tienen 18 electrones y por tanto la misma configuración: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 b) Razona la influencia de ganar o perder un electrón sobre el tamaño de un átomo. De acuerdo con ello es mayor el Cl−. c) Define EI y los factores de los que depende. De acuerdo con ello el Cloro tiene mayor EI. ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 2015-20 16 E1A.S2016 Sean los elementos X e Y de número atómico 38 y 35, respectivamente. a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Razone cuáles serán sus iones más estables. c) Justifique cuál de estos iones tiene mayor radio. E2A.S2016 Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿Por qué, a 1 atm de presión y a 25ºC, el H2O es un líquido y el H2S es un gas? b) ¿Qué compuesto será más soluble en agua, CaO o CsI? c) ¿Son polares las moléculas de H2O y de I2? b) Para disolver el cristal hay que romperlo y separar sus iones, por tanto será más soluble quien tenga menor energía de red. La energía de red es proporcional al producto de la carga de los iones (2*2=4 en el Ca2+O2−, y 1*1=1 en el Cs+I−) e inversamente proporcional a la distancia que los separa (a pesar de estar en periodos diferentes no hay diferencias tan grandes como en el caso de la carga). De acuerdo con ello, el CsI tiene menor energía de red y será más soluble, fundirá a menos temperatura, será más blando, etc. E2B.S2016 a) Indique, justificadamente, los valores posibles para cada uno de los números cuánticos que faltan en las siguientes combinaciones: (3, ?, 2); (?, 1, 1); (4, 1, ?). b) Escriba una combinación posible de números cuánticos n, l y m para un orbital del subnivel 5d. c) Indique, justificando la respuesta, el número de electrones desapareados que presentan en estado fundamental los átomos de Mn y As. a) (3, ?, 2) Para n=3 y m=2, necesariamente l = 2. La combinación corresponde al último orbital del subnivel 3d. (?, 1, 1) En este caso n= 2, 3, 4, … La combinación corresponde al último orbital de los subniveles 2p, 3p, 4p, etc (4, 1, ?) Para l = 1 el número cuántico m puede tomar valores −1, 0 y 1. La combinación puede ser de cualquiera de los orbitales del subnivel 4p E3A.S2016 Razone para la siguiente pareja de átomos Mg y S: a) El elemento de mayor radio. b) El elemento de mayor energía de ionización. c) El elemento de mayor electronegatividad En primer lugar debes indicar que Mg y S son dos elementos que están en el mismo nivel (en el 3º) a) Indica como varía el radio atómico a lo largo de un periodo y porqué. Como ejemplo indicas que el átomo de Mg es mayor que el átomo de S. b) 1º defines EI. 2º Indica como varía la EI a lo largo de un periodo. Como ejemplo concluyes que la EI del azufre es mayor por ser más pequeño. c) Mismas pautas que sl apartado b. Concluyes que el azufre es más elctronegativo. E4A.S2016 Sean los iones Mn2+ y Fe3+. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Ambos tienen la misma configuración electrónica. b) Ambos tienen el mismo número de electrones. c) Son isótopos entre sí. E6B.S2016 a) Explique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son imposibles para un electrón en un átomo: (4,2,0,+½) (3,3,2,–½) (2,0,1,+½) (4,1,1,–½)

b) Indique los orbitales donde se sitúan electrones que corresponden con los grupos de números cuánticos anteriores que están permitidos. c) Justifique cuál de dichos orbitales tiene mayor energía. ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 201 6-2017 E1A.S2017 Tres elementos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s22s22p63s23p6 B:1s22s22p63s23p64s1 C: 1s22s22p63s2 La primera energía de ionización de estos elementos (no en ese orden) es: 419 kJ·mol‒1, 735 kJ·mol‒1 y 1527 kJ·mol‒1, y los radios atómicos son 97, 160 y 235 pm (1 pm=10‒12 m). a) Indique de qué elementos se tratan A y C. b) Relacione, de forma justificada, cada valor de energía con cada elemento. c) Asigne, de forma justificada, a cada elemento el valor del radio correspondiente. E1B.S2017 Un átomo tiene 34 protones y 44 neutrones y otro átomo posee 19 protones y 20 neutrones: a) Indique el número atómico y el número másico de cada uno de ellos. b) Escriba un posible conjunto de números cuánticos para el electrón diferenciador de cada uno de ellos. c) Indique, razonadamente, cuál es el ión más estable de cada uno de ellos y escriba su configuración electrónica. E2A.S2017 A y Q son átomos de distintos elementos situados en el mismo período y que tienen 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. Responda, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) A tiene mayor primera energía de ionización que Q. b) Q tiene menor afinidad electrónica que A. c) A tiene mayor radio atómico que Q. E2B.S2017 Explique la veracidad o falsedad de los siguientes enunciados: a) Para n=2 hay 5 orbitales d. b) En el orbital 3p el número cuántico n vale 1. c) El número máximo de electrones con la combinación de números cuánticos n=4 y m=−2 es 4. a) Falso. En n=2 hay dos subniveles: l=0 y l=1, también llamados s y p respectivamente. Por tanto, al no haber subnivel l=2, no existen orbitales d. b) Falso. El número anterior a la letra que indica el subnivel corresponde al nivel, por tanto los tres orbitales 3p están en el nivel n=3. También podría razonarse que para n=1 solamente existe el subnivel s(l=0) y que por tanto no hay subnivel p (l=1) c) Verdad. En n=2 hay cuatro subniveles: l=0, l=1, l=2 y l=3. Los subniveles l=2 y l=3 tienen un orbital m=−2 cada uno, que puede albergar 2 electrones de espines contrarios. En total 4. E3A.S2017 Sean las siguientes combinaciones de números cuánticos para un electrón: I) (1, 0, 2, −½); II) (5, 0, 0, ½ ); III) (3, 2, −2, −½); IV) (0, 0, 0, ½)

a) Justifique cuál o cuáles de ellas no están permitidas. b) Indique el orbital en el que se encuentra el electrón para las que sí son permitidas. c) Ordene, razonadamente, dichos orbitales según su valor de energía creciente. E4A.S2017 Dados los elementos A (Z=9) y B (Z=25): a) Escriba las configuraciones electrónicas de los elementos neutros en estado fundamental y justifique el grupo y el periodo de cada uno de los elementos. b) Justifique el carácter metálico o no metálico de cada uno de los elementos en base a una propiedad periódica. c) Justifique el ión más estable de los elementos A y B. E5B.S2017 Dados los elementos A (Z=19) y B (Z=36): a) Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos en estado fundamental indicando justificadamente el grupo y periodo al que pertenecen en el sistema periódico. b) Justifique si los siguientes números cuánticos podrían corresponder al electrón diferenciador de alguno de ellos, indicando a cuál: (5, 1, −1, +½), (4, 0, 0, −½) y (4, 1, 3, +½). c) Justifique cuál de los dos elementos presenta menos reactividad química. E6A.S2017 a) Justifique cuál de las siguientes especies, Li+ y He, tiene mayor radio. b) Razone cuál de los siguientes elementos, O y N, tiene mayor afinidad electrónica. c) Justifique cuál de los siguientes elementos, Na y Cl, tiene mayor energía de ionización. a) Helio es mayor. Li+ y He son isoelectrónicos, pero el Li+ tiene un protón más, por lo que atrae a sus electrones con mayor fuerza haciendo que se contraiga. b) La afinidad electrónica es la energía que libera un átomo en estado gaseoso al captar un electrón. Aumenta al disminuir el tamaño del átomo, porque al estar los electrones más cerca del núcleo puede atraerlos con mayor fuerza, por tanto será mayor para el oxígeno porque es más pequeño que el nitrógeno porque está en el mismo periodo y tiene mayor carga nuclear. c) La energía de ionización es la energía que tenemos que aportar para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. Aumenta al disminuir el tamaño del átomo, por tanto será mayor para el cloro porque es más pequeño que el sodio porque está en el mismo periodo y tiene mayor carga nuclear. E6B.S2017 Para un átomo en su estado fundamental, justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El número máximo de electrones con un número cuántico n=3 es 14. b) Si en el subnivel 3p se sitúan 3 electrones habrá un electrón desapareado. c) En el subnivel 4s puede haber dos electrones como máximo. ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 201 7-2018 E1B.S2018 2.- Conteste de forma razonada a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuántos orbitales hay en el nivel de energía n = 2?

b) ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede encontrarse en el nivel de energía n=3? c) ¿En qué se diferencian y en qué se parecen los orbitales 3px, 3py y 3pz? E2A.S2018 2.- Sean los siguientes orbitales: 3p, 2s, 4p, 3d. a) Ordénelos justificadamente de forma creciente según su energía. b) Escriba una posible combinación de números cuánticos para cada orbital. c) Razone si el 3p y el 4p son exactamente iguales. E3A.S2018 2.- Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El ion F− tiene mayor radio que el ion Na+. b) La primera energía de ionización del Cs es mayor que la del K. c) Los elementos con Z = 11 y Z = 17 pertenecen al mismo periodo. E3B.S2018 2.- Considere las siguientes configuraciones electrónicas: 1) 1s2 2s2 2p7 2) 1s2 2s3 3) 1s2 2s2 2p5 4) 1s2 2s2 2p6 3s1 a) Razone cuáles no son posibles. b) Justifique el estado de oxidación del ion más probable de los elementos cuya configuración sea correcta. c) Identifique y sitúe en la Tabla Periódica los elementos cuya configuración sea correcta. E4A.S2018 2.- Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El número cuántico m para un electrón en el orbital 3p puede tomar cualquier valor entre +3 y −3. b) El número de electrones con números cuánticos distintos que pueden existir en un subnivel con n = 2 y ℓ = 1 es de 6. c) Los valores de los números cuánticos n, ℓ y m, que pueden ser correctos para describir el orbital donde se encuentra el electrón diferenciador del elemento de número atómico 31, son (4, 1, −2). E5A.S2018 2.- Justifique por qué: a) El radio atómico disminuye al aumentar el número atómico en un periodo de la Tabla Periódica. b) El radio atómico aumenta al incrementarse el número atómico en un grupo de la Tabla Periódica. c) El volumen del ion Na+ es menor que el del átomo de Na E5B.S2018 2.- Teniendo en cuenta que el elemento Ne precede al Na en la Tabla Periódica, justifique razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El número atómico del ion Na+ es igual al del átomo de Ne. b) El número de electrones del ion Na+ es igual al del átomo de Ne. c) El radio del ion Na+ es menor que el del átomo de Ne. E6A.S2018

2.- Sean los elementos cuyas configuraciones electrónicas son A = 1s2 2s2; B = 1s2 2s2 2p1; C = 1s2 2s2 2p5. Justifique cuál de ellos tiene: a) Menor radio. b) Mayor energía de ionización. c) Menor electronegatividad. E6B.S2018 2.- La configuración electrónica del último nivel energético de un elemento es 4s2 4p3. De acuerdo con este dato: a) Deduzca, justificadamente, la situación de dicho elemento en la Tabla Periódica. b) Escriba una de las posibles combinaciones de números cuánticos para su electrón diferenciador. c) Indique, justificadamente, dos posibles estados de oxidación de este elemento ESTRUCTRA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. CURSO 201 8-2019 E1A.S2019 2.- Para los siguientes grupos de números cuánticos: (4,2,0,+1/2); (3,3,2,-1/2); (2,0,0,-1/2). a) Indique cuáles son posibles y cuáles no para un electrón en un átomo. b) Para las combinaciones correctas, indique el orbital donde se encuentra el electrón. c) Ordene razonadamente los orbitales del apartado anterior en orden creciente de energía. a) Son imposibles (3,3,2,-1/2) porque para n=3, el l solamente puede tomar valores 0, 1 y 2. (2,0,1,+1/2) porque para l=0, m solamente puede valer 0 b) (4,2,0) ⇒ 4d. En el subnivel d hay 5 orbitales. El electrón está en m=0 (orbital dz2 ) (2,0,0) ⇒ 2s. En el subnivel s solamente hay único orbital, m=0 c) El de menor energía es el de menor n, por tanto E(2,0,0,-1/2) < E(4,2,0,+1/2) E2A.S2019 2.- Responda a las siguientes cuestiones, justificando la respuesta: a) ¿Qué elemento, Mg o Na, tiene menor radio? b) ¿Qué ion, K+ o Cl−, posee mayor radio? c) ¿Qué elemento, Na o S, posee mayor afinidad electrónica? a) Na y Mg están en el mismo periodo. En un periodo el radio disminuye hacia la derecha porque todos los elementos están en el mismo periodo, pero cada vez tienen mayor carga nuclear. Por tanto el RMg < RNa. b) K+ y Cl− son isoelectrónicos con el Argón, sin embargo el Cl− tiene menor carga nuclear que el K+ y por tamaño del Cl− será mayor. b) Na y S están en el mismo periodo. En un periodo la afinidad electrónica aumenta hacia la derecha porque disminuye el tamaño de los átomos, por tanto EAf.Electr S > EAf.Electr Na E2B.S2019 2.- Para el átomo de azufre: a) Indique cuál es su configuración electrónica. b) Escriba una de las combinaciones de los números cuánticos para los electrones de mayor energía. c) Justifique la configuración electrónica de su ion más estable. a) 1s2 3s2p6 3s2p4 b) Los números cuánticos de su último electrón son (3,1,−1,−1/2)

c) El ión más estable será el que es isoelectrónico con el Argón, por tanto: S2−: 1s2 3s2p6 3s2p6 E3A.S2019 2.- Dadas las siguientes especies: Al (Z=13), Na+ (Z=11), O2− (Z=8). Indique razonadamente: a) ¿Cuáles son isoelectrónicos? b) ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados? c) La configuración electrónica de un ion estable del elemento Al. a) Isoelectrónicos son aquellos que tienen el mismo número de electrones y, por tanto, la misma configuración electrónica. En este caso Na+ y O2− cada uno tiene 10 e−. b) El Al en la última capa tiene configuración 3s2 3px

1py0pz

0, por tanto iene 1e− desapareado. No obstante si uno de los electrones 3s salta al un orbital vacío del subnivel 3p, tendríamos una configuración 3s1 3px

1py1pz

0 y ahora tendría 3 electrones desapareados y valencia 3. Na+ y O2− no tienen electrones desapareados al tener la misma estructura electrónica del Neón. c) El ión más estable del aluminio es aquel que tenga la misma estructura electrónica del gas noble más cercano. En este caso al perder 3e−, convirtiéndose en Al3+, sería isoelectrónico con Neón (y por supuesto Na+ y O2−). La configuración electrónica del Al es: 1s2 2s22p6 3s23p1 y del ión Al3+ es: 1s2 2s22p6 E4A.S2019 2.- Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El átomo de un elemento alcalino tiene mayor radio que el del halógeno del mismo periodo. b) A medida que aumenta el número atómico en los elementos alcalinos disminuye la primera energía de ionización. c) En los elementos alcalinotérreos el radio iónico es menor que el atómico a) Verdad. Al estar en el mismo periodo sus últimos electrones están en el mismo nivel. En principio deberían tener un tamaño similar, sin embargo el halógeno tiene mayor carga nuclear, con lo que aumenta la fuerza con que atrae a los electrones, dando lugar a una contracción que lo hace más pequeño que el alcalino. b) Verdad- Al aumentar el número atómico en una familia aumenta el tamaño (al tener el último electrón cada vez en una capa más externa), por ese motivo disminuye la fuerza que mantiene unido el electrón al núcleo. En consecuencia es más fácil arrancarlo, con lo que la energía de ionización es menor. c) Verdad. Los alcalinotérreos tienden a perder 2e− para obtener la configuración electrónica del gas noble anterior. Al convertirse en cationes su radio disminuye por dos motivos: Primero porque siguen manteniendo su carga nuclear, pero ahora para sujetar dos electrones menos. Segundo porque al perder los dos electrones s2, ahora sus últimos electrones están en el nivel anterior. E4B.S2019 2.- Sea el elemento X (Z=17), justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El electrón diferenciador se encuentra en un orbital s. b) X− y Ar son isoelectrónicos. c) Puede existir un isótopo de dicho elemento con A=16. a) El elemento Z=17 tiene configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 , por tanto su último electrón está en un orbital p. b) Verdad. El ión X− será 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 , igual que el Argón. c) Falso. Por definición Z = nº protones = 17, mientras que A = nº protones + nº neutrones Obviamente A tiene que ser superior a 17.

Además, para que un átomo ligero sea estable debe tener un número de neutrones igual o ligeramente superior al de protones, por tanto los isótopos probables serían A=33, 34, 35, 36, 37, 38 E5B.S2019 2.- Para el ion Cl− (Z=17) del isótopo cuyo número másico es 36: a) Indique el número de protones, electrones y neutrones. b) Escriba su configuración electrónica. c) Indique los valores de los números cuánticos del electrón diferenciador. a) p = Z = 17; e− = 17+1 = 18; n = A−Z = 36−17 = 19 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 , isoelectrónico con el Argón c) El último electrón del ión Cl− es (n=3; l=1; m=1; s=−½) E6A.S2019 2.- Conteste razonadamente: a) ¿Qué elemento tiene mayor radio atómico, el de Z=13 o el de Z=15? b) ¿Cuál es el orden creciente de las primeras energías de ionización de los elementos Z=13, Z=15 y Z=37? c) ¿Cuál es la configuración electrónica del ion más probable para el elemento de Z=37? a) Sitúa los elementos en la tabla. Ambos elementos están en el mismo nivel y será mayor (el de la izquierda) el Z=13 porque tiene menor carga nuclear. b) Primero define Energía de ionización e indica como varía en una familia y en un periodo. Segundo sitúa los elementos en la tabla. De acuerdo con lo anterior Eioniz (Z= 37) < Eioniz (Z= 13) < Eioniz (Z= 15) c) Z=37: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1. El ión más probable es el que tiene la configuración de gas noble. Ello se consigue perdiendo el electrón 5s1. E6B.S2019 2.- Sea el elemento de Z=30: a) Indique, en base a la configuración electrónica, el grupo y el periodo en el que se encuentra. b) Establezca una posible combinación de números cuánticos para el electrón diferenciador. c) Indique razonadamente cuál sería el ion más estable de este elemento. a) Z=30: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Pertenece al grupo de los metales de transición, porque la configuración de la última capa es: nd1 a nd10. El nivel lo determina el número cuántico donde están los electrones más externos: n=4. b) (3,2,2,−½) c) El ión más estable es el que se obtiene al perder los dos electrones 4s2, por tanto sería M2+.